Química - Acervo Digital da Unesp

COLEÇÃO TEMAS DE FORMAÇÃO
Química
Olga Maria Mascarenhas de Faria Oliveira
Klaus Schlünzen Junior
Elisa Tomoe Moriya Schlünzen
(Organizadores)
Acessibilidade: Vídeos com libras e legendas
Tomo I
Quimica
COLEÇÃO TEMAS DE FORMAÇÃO
VOLUME 3
TOMO I
Quimica
COLEÇÃO TEMAS DE FORMAÇÃO
VOLUME 3
TOMO I
ORGANIZADORES
Olga Maria Mascarenhas de Faria Oliveira
Klaus Schlünzen Junior
Elisa Tomoe Moriya Schlünzen
AUTORES
Luiz Antonio Andrade de Oliveira
Camila Silveira da Silva
Olga Maria Mascarenhas de Faria Oliveira
Vânia Martins Nogueira
Camila Silveira da Silva
Mauricio Cesar Palmieri
Ana Maria Pires
Silvania Lanfredi
Rosebelly Nunes Marques
Iêda Aparecida Pastre
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Q6
Química [recurso eletrônico] / Olga Maria Mascarenhas de Faria Oliveira,
Klaus Schlünzen Junior [e] Elisa Tomoe Moriya Schlünzen (Coordenadores).
– São Paulo : Cultura Acadêmica : Universidade Estadual Paulista : Núcleo de
Educação a Distância, [2013]. – (Coleção Temas de Formação; v. 3)
Requisitos do sistema: Adobe Acrobat Reader
Modo de acesso: World Wide Web
Acesso em: www.acervodigital.unesp.br
Textos provenientes do Programa Rede São Paulo de Formação Docente
(Redefor)
Resumo: Trata de aperfeiçoamento da formação em Química de docentes da
rede pública estadual de ensino para ministrarem a disciplina no Ensino
Fundamental II e Ensino Médio.
Acessibilidade: Videos com Libras e Legendas
ISBN
1. Química – Estudo e Ensino. 2. Professores – Educação Continuada. I. Oliveira,
Olga Maria Mascarenhas de Faria. II. Schlünzen Junior, Klaus. III Schlünzen,
Elisa Tomoe Moriya. IV. Universidade Estadual Paulista. Núcleo de Educação a
Distância da Unesp.
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Antônio Netto Júnior
Frederico Ventura
Secretaria
Patrícia Porto
Suellen Araújo
Vera Reis
Aline Gama Gomes
Rebeca Naves dos Reis
Roseli Aparecida da Silva Bortoloto
6
Apresentação
O
s materiais didáticos reunidos neste livro referem-se
aos conteúdos das disciplinas dos cursos de especialização a distância oferecidos pela Universidade
Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” (Unesp) a educadores
do Ensino Fundamental II e Médio da rede estadual de São
Paulo, no âmbito do Programa Rede São Paulo de Formação
Docente (Redefor).
Elaborado sob a responsabilidade de docentes doutores
da Unesp, com a devida consideração do projeto pedagógico
da Secretaria da Educação do Estado de São Paulo (Seesp) e
fecunda colaboração da equipe pedagógica da Escola de Formação de Professores “Paulo Renato Costa Souza”, o conjunto
destes materiais didáticos evidenciou-se suficientemente amplo,
rico, e capaz de fomentar a construção e a implementação de
projetos pedagógicos próprios e diferenciados em escolas da
rede pública.
Agora, o ciclo se completa: disciplinas aprimoradas em
avaliação formativa nas duas edições concluídas do curso têm
seus conteúdos estruturados no formato e-book, para consulta
7
e download gratuito, com recursos de acessibilidade como
libras e audiodescrição.
Com esta última iniciativa, a Unesp demonstra uma vez
mais seu compromisso de sempre: democratizar o acesso aos
produtos intelectuais gerados em suas atividades, em prol da
educação no Brasil.
Às equipes da Pró-Reitoria de Pós-Graduação, do Núcleo
de Educação a Distância, da Fundação para o Desenvolvimento da Unesp e da Fundação para o Vestibular da Unesp,
bem como aos docentes unespianos engajados no Programa
Redefor, o meu reconhecimento pelo competente trabalho.
Não posso deixar de destacar, também, outros fundamentais
atores que contribuíram para transformar a ideia do curso em
realidade: os orientadores pedagógicos e especialistas em EaD
especialmente contratados.
Colocamos este e-book à disposição da comunidade, no
cumprimento de nossa missão institucional de gerar, difundir
e fomentar o conhecimento, contribuindo para a superação
de desigualdades e para o exercício pleno da cidadania.
Marilza Vieira Cunha Rudge
Vice-Reitora
Coordenadora Geral dos Cursos – Redefor-Unesp
Sumário
Apresentação6
Tomo I
Parte I – E volução histórica da Química: aspectos gerais
Apresentação
1. A Química no mundo atual e sua influência
na qualidade de vida do homem
2. O conhecimento químico na era pré-científica
3. Da Alquimia à ciência moderna
4. A Química como ciência moderna
Referências bibliográficas
11
12
14
34
44
54
Parte II – Visão macroscópica da matéria: aspectos
gerais sobre a história da Química moderna
Apresentação
57
Introdução
59
5. O caminho para o Modelo Atômico de
Dalton – o átomo indivisível
61
6. A mudança do modelo atômico indivisível
para o de átomo divisível
77
7. A descoberta da radioatividade e sua influência
sobre o desenvolvimento dos modelos atômicos 94
8. A evolução do Modelo do Átomo Divisível:
O Modelo Nuclear de Rutherford
101
Referências bibliográficas
109
Parte III – Linguagem química
Apresentação
112
9. Linguagem113
10.Os símbolos químicos
118
11. O nome dos elementos
128
12.Fórmulas químicas
134
13.As equações químicas
143
14.Nomenclaturas dos compostos químicos
146
15.Nomenclaturas da Iupac para
compostos inorgânicos
149
16.Nomenclaturas dos compostos orgânicos
155
Referências bibliográficas
170
Parte IV – Reações químicas: aspectos relevantes
Apresentação172
Introdução173
17. As transformações 174
18.Tipos de reações químicas
181
19.Reação química em solução aquosa
185
20.Estequiometria e balanceamento das
equações das reações químicas
191
21. Por que ocorrem as reações químicas?
199
22.Energia e suas relações com as
mudanças químicas
218
23.Cinética química
228
Anexos
247
Referências bibliográficas
261
Glossário
263
Parte I
Evolução histórica da
Química: aspectos gerais
Luiz Antonio Andrade de Oliveira
Livre-docente em Química. Professor adjunto do Departamento de Química Geral e
Inorgânica do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Camila Silveira da Silva
Doutora em Educação para a Ciência pela Faculdade de Ciências da Unesp – Bauru.
Professora bolsista do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Olga Maria Mascarenhas de Faria Oliveira
Livre-docente em Bioquímica. Professora adjunta do Departamento de Bioquímica e
Tecnologia Química do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
11
Apresentação
E
sta parte do livro acompanha o desenvolvimento do conhecimento químico da pré-história até meados do século 17, quando a Química se constitui como uma ciência moderna. Sobre a fase pré-histórica há poucos
registros confiáveis, e supõe-se que as descobertas foram feitas ao acaso pelo
homem, estando associadas às técnicas ligadas à sua sobrevivência e qualidade
de vida. Durante a Antiguidade, vários povos contribuíram para o conhecimento, tendo destaque os filósofos gregos, pela influência que seus pensamentos
exerceram por um longo tempo sobre o desenvolvimento das ciências. Prosseguindo no caminho, foram abordados rapidamente os períodos da Alquimia e
da Iatroquímica, durante os quais muitas das operações químicas foram desenvolvidas. Posteriormente, abordou-se os desenvolvimentos da área da Física, especialmente os estudos relacionados com os movimentos dos corpos e os modelos de cosmo, por ser ela a primeira área a se firmar como ciência moderna,
em decorrência da substituição dos preceitos da [ref. 17] Filosofia Natural pelos
do método científico. Na Química, abordou-se em maior detalhe as contribuições surgidas entre meados dos séculos 17 e 18. Neste período, destacam-se as
contribuições feitas por Boyle, Scheele e Priestley, dentre outros, culminando
com as de Lavoisier sobre a combustão, consideradas o marco do estabelecimento da Química como ciência moderna.
12
Capítulo 1
A Química no mundo atual e sua influência
na qualidade de vida do homem
F
alar da evolução histórica da Química não é tarefa fácil. Sempre que tentamos escrever algo a respeito corremos algum risco. Para nós, o que deve
ser priorizado pode ser algo de menor importância para outros. Sempre
fazemos um recorte quando somos incumbidos de falar sobre um determinado tema.
Ao preparar este material, várias questões vieram à tona: “O que é importante ressaltar sobre a evolução histórica da Química?”; “Para professores da
Educação Básica, que tipo de informação é necessária a respeito desse tema?”;
“Qual linha de pensamento seguir?”.
Sabemos que os aspectos histórico, filosófico e epistemológico da Química são pouco explorados nos cursos de formação inicial de professores, fato
que é lamentável. Conhecer tais aspectos citados é de suma importância para
nossa compreensão sobre a Química. Entender como a Química evoluiu como
ciência, quais paradigmas foram modificados, quais teorias foram refutadas,
os contextos políticos, sociais, econômicos, filosóficos, e até religiosos em que
emergiram as teorias, faz com que ampliemos nosso entendimento de como
uma ciência se constitui e evolui.
13
Na literatura, encontramos alguns livros e artigos dedicados à evolução
histórica da Química. A abordagem dada ao assunto varia de material para material, mas alguns fatos retratados e contextualizados costumam aparecer na
maioria das obras.
Embora a maior parte das pessoas geralmente não tenha plena consciência, atualmente o conhecimento químico e suas aplicações influem direta e
indiretamente em seus cotidianos. Decorrente deste conhecimento, muitas são
as contribuições que resultam em melhoria da qualidade de vida, encontradas
em produtos de uso diário, como plásticos, tecidos, cosméticos, detergentes,
tintas, medicamentos, desinfetantes, alimentos em conserva, bebidas, combustíveis. Já outros, embora também tão importantes quanto os anteriores, não
são facilmente associados ao conhecimento químico, como, por exemplo, os
materiais semicondutores presentes em dispositivos eletrônicos como transistores, lasers, células solares, essenciais para a produção de produtos como computadores, aparelhos celulares, televisores de alta definição etc. Obviamente,
o mesmo conhecimento e seus produtos, quando, intencionalmente ou não,
forem mal utilizados, pode trazer consequências desastrosas para o homem,
como o que ocorre na poluição de rios por detergentes, produção de armas
química, entre outros.
Uma pergunta que surge usualmente refere-se a como esse conhecimento
foi acumulado e aplicado pelo homem ao longo de seu desenvolvimento, desde
seu surgimento na Terra até a posição que hoje ocupa no planeta. Uma retrospectiva do desenvolvimento da espécie humana indica que nos primórdios de
sua evolução, as descobertas foram provavelmente feitas por acaso, e o conhecimento acumulado lentamente, perpetuado e transmitido através das gerações.
Posteriormente, com a afirmação da Química como ciência moderna, isto já em
pleno século 18, a geração do conhecimento passou a ser feita de maneira mais
sistemática, através da observação, da experimentação, do cálculo e do raciocínio.
Com isto, a velocidade da construção do conhecimento químico e o desenvolvimento de suas possíveis aplicações práticas aceleraram-se consideravelmente.
Nos tópicos a seguir, será elaborado um panorama do desenvolvimento
da Química, desde o período pré-científico até seu surgimento como ciência
moderna no século 18.
14
Capítulo 2
O conhecimento químico na era pré-científica
A
Química estuda as transformações da matéria. No início do desenvolvimento humano, os primeiros instrumentos que dispunha para atender
às necessidades mais prementes de sua existência eram construídos
com galhos de árvore, ossos, pedras brutas e trabalhadas, dentes, chifres, todos
eles materiais obtidos diretamente da natureza. Deste modo, nessa etapa inicial
do desenvolvimento humano, não havia conhecimento químico envolvido.
É difícil afirmar quando o homem realizou a primeira transformação da
matéria que pudesse ser entendida como um conhecimento químico. É provável que uma das primeiras transformações químicas realizadas pelo homem,
embora não intencional, esteja associada ao uso do fogo, utilizado no fornecimento de calor e luz, e no cozimento de alimentos. Qual não deve ter sido
a surpresa do homem primitivo em observar que em decorrência da ação do
fogo a madeira se transformava em cinzas, a areia tomava forma de vidro ao ser
resfriada e o barro se tornava mais resistente! A partir disso deve ter resultado
o surgimento do domínio das técnicas de fabricação de vidro e utensílios de
cerâmica.
No tocante ao uso de metais para a produção de utensílios, por técnicas
primitivas como o martelamento, provavelmente se iniciou com aqueles me-
15
tais encontrados em forma pura na natureza, como o ouro e cobre. Por serem
relativamente moles, podiam ser moldados pela técnica do martelamento, que
além da moldagem, aumentava a dureza e resistência dos utensílios produzidos. Como um dos exemplos mais antigos de objeto obtido por esta técnica,
tem-se um colar de cobre encontrado no norte do Iraque, datado de 8700 a.C.
Alguns utensílios de ferro produzidos por essas técnicas primitivas provavelmente utilizavam ferro proveniente de meteoritos, constituídos de ferro praticamente puro, que atingiram e atingem continuamente a superfície do planeta. O
domínio dessas técnicas primitivas de metalurgia permitiu a substituição gradativa dos instrumentos que o homem desenvolveu ao longo do período.
Posteriormente, o homem deve ter observado que o aquecimento da
mistura de certas rochas com o carvão das fogueiras levava à fusão, permitindo
o isolamento e obtenção de materiais hoje identificados como chumbo e cobre, dando origem às operações metalúrgicas. Sabe-se hoje que as rochas empregadas inicialmente pelo homem eram minerais, constituídos principalmente
por óxidos metálicos. Posteriormente, a observação e a experimentação levaram à incorporação dos sulfetos metálicos como fonte de metais, como no caso
do chumbo, obtido a partir de seu sulfeto, mineral conhecido como galena.
Prosseguindo com suas experiências metalúrgicas, ao fundir juntos minerais diferentes encontrados na região em que vivia, o homem descobriu que
o produto final tinha propriedades mais interessantes que cada um dos metais
isolados. Assim teve início o uso das ligas metálicas na produção de utensílios.
Pelos dados obtidos a partir de objetos metálicos antigos, encontrados e datados, provavelmente as primeiras ligas envolviam cobre e arsênio. Posteriormente, verificou-se que a adição de estanho ao cobre dava origem ao bronze, um
material facilmente moldável e resistente, utilizado até hoje.
Um passo importante no desenvolvimento do conhecimento do homem
na área da metalurgia, fruto de sua inteligência, capacidade de observação e
inventividade foi a utilização de moldes esculpidos em pedra, em cera de abelha e em argila, para receber o metal fundido. Após o resfriamento do material,
obtinha-se o objeto com as formas e dimensões desejadas. Nascia assim a técnica de fundição, importante na obtenção de utensílios cada vez mais elabora-
16
dos. Na cultura ocidental, o objeto mais antigo de que se tem registro é uma rã
fundida em cobre, datada de 3200 a.c., encontrada na região da Mesopotâmia.
A descoberta de que temperaturas mais elevadas podiam ser obtidas
pelo fornecimento de mais ar ao carvão da fogueira, e a posterior introdução
do fole nos fornos das fundições, possibilitou o trabalho com metais com temperaturas de fusão superiores a que se podia atingir num forno comum. Dentre
esses metais estava o ferro e, posteriormente, o seu derivado mais moldável a
quente e mais resistente quando frio, o aço.
A metalurgia, as técnicas de fundição e de moldagem dos diferentes metais e ligas influíram de tal maneira no desenvolvimento da civilização que até
recentemente era usual dividir a história entre 6.000 a.C. e o início da Era Cristã
em períodos associados à utilização predominante de um metal. Hoje essa divisão está praticamente abandonada, por duas razões principais. A primeira delas
é que o acesso às informações no período que antecedeu o surgimento da
escrita em aproximadamente 5.550 a.C. são baseadas principalmente em dados
obtidos através de análise de pinturas primitivas e objetos antigos encontrados
em escavações. Tais informações nem sempre foram possíveis de serem associadas, sem margem de dúvida, à uma época precisa. A segunda, e principal
razão, é que os conhecimentos relacionados ao uso de um metal não surgiram
ao mesmo tempo entre os diferentes povos da época. Os diferentes estágios
de conhecimento/evolução dos povos, aliados à dificuldade de divulgação das
informações, fizeram com que o domínio de uma determinada técnica surgisse
em diferentes épocas entre os diferentes povos. Apesar disto, por ser útil ter
uma ideia aproximada da linha do tempo envolvida no uso dos metais e sua
relação com a evolução da humanidade, no Quadro a seguir é apresentada a
divisão da história em períodos relacionados com o desenvolvimento das operações metalúrgicas.
17
Relação das “idades” ou “eras” com o desenvolvimento de conhecimentos
NOME DA IDADE
PERÍODO ESTIMADO
CONHECIMENTOS E OPERAÇÕES
COBRE
6.000 a.C. a
3.000 a.C.
Início das operações metalúrgicas, utilização de ouro e cobre nativos, uso da prata
e das ligas de ouro e prata, obtenção de
cobre e chumbo a partir de seus minérios,
desenvolvimento das técnicas de fundição.
BRONZE
3.000 a.C.
a
1.200 a.C.
Isolamento de estanho a partir de seus
minérios, preparação de diferentes tipos
de bronze e sua utilização na produção de
utensílios e espelhos, introdução do fole
nas operações de fundição.
FERRO
1.200 a.C.
a
Início da Era Cristã
Produção de aço, cunhagem de moedas,
uso de amálgamas.
Um caso histórico bem documentado – o homem do gelo
Em setembro de 1991, um grupo de turistas encontrou o corpo
congelado de um homem, perto da fronteira entre a Áustria e a Itália, na
localidade de Hauslabjoch. O corpo foi encontrado na geleira Schnalstal,
na região dos Alpes Ötztal, razão pela qual foi apelidado de Ötzi. O corpo
estava surpreendentemente bem conservado, com vestimentas, cabelo
e equipado com diversos objetos de uso pessoal, como arco, flechas,
machadinha de cobre, faca.
A análise posterior do corpo e a datação pela técnica de carbono-14
mostraram que o corpo era de um homem de aproximadamente 45
anos, que viveu em 3300 a.C., tendo, portanto, 5.300 anos de idade.
Mais recentemente, exames por técnicas de tomografia indicaram que
a causa de sua morte foi hemorragia interna intensa, causada por uma
flecha que o atingiu no lado esquerdo das costas.
18
A análise de sua machadinha mostrou que ela é constituída de cobre
praticamente puro, um utensílio altamente cobiçado na época em que
viveu. Análises feitas em seus cabelos mostraram um nível muito elevado
de arsênio. Esses dois dados em conjunto sugerem que Ötzi participava
ativamente da metalurgia de cobre, obtido a partir da fusão de seus
minérios.
Atualmente, o corpo está preservado em instalações refrigeradas
especiais e exposto no Museo Archeologico Dell’Alta Adige, localizado
em Bolzano, Itália. Quanto ao corpo e objetos encontrados ao seu redor,
as pesquisas continuam, visando obter informações sobre seu modo de
vida, estado de saúde, alimentação, tipos de objetos, vestimentas e tipos
de tecidos, entre outros.
Conhecimento químico e os alimentos
Sem dúvida, uma das grandes dificuldades enfrentadas pelo homem préhistórico residia na obtenção e conservação de alimentos. Sem um meio
de conservar os alimentos obtidos, geralmente através da caça, o homem
se via na necessidade constante de obter mais alimentos. As primeiras
informações existentes sobre conservação de alimentos envolve a técnica
de salga de carnes com sal marinho obtido diretamente da água do mar.
Com este tratamento, o tempo de conservação das carnes foi bastante
aumentado, permitindo estocagem de alimentos em uma época em que
eram mais abundantes. Posteriormente, com o uso do fogo, descobriuse o método de conservação por defumação, método no qual a carne
é submetida à fumaça originada pela queima incompleta de madeira
19
de certas árvores. Referência a esse tipo de método de conservação é
descrito por Homero, em 99 a.C., em sua Odisseia.
Outro conhecimento químico que teve importância na área de alimentos
refere-se às técnicas de fermentação, inicialmente de sucos naturais
contendo açúcar, originando os vinhos. Há indícios de que cerveja,
obtida a partir da fermentação de grãos de cevada, já era produzida ao
redor de 6.000 a.C. na região da Mesopotâmia. O que é certo é que em
torno de 4.000 a.C. o homem já dominava as técnicas de produção de
vinho e cerveja. As bebidas alcoólicas, além do papel como alimento,
desempenharam diferentes papéis em cada civilização, em algumas
atuando como medicamento e em outras tendo papel em cerimônias
religiosas.
O conhecimento químico e as artes
As técnicas de produção de pigmentos para os homens primitivos
envolviam geralmente o uso de minerais de diferentes cores, carvão, argila,
que depois de moído eram dispersos em meios como a clara de ovo e
goma-arábica (cola de origem vegetal). Aparentemente, os pigmentos se
destinavam a fins estéticos e pinturas corporais dos homens primitivos.
Apesar da aparente simplicidade desses pigmentos, desenhos feitos
com eles resistem à ação do tempo há mais de 15.000 anos, permitindo
o registro de hábitos do homem primitivo e do meio que o cercava.
São exemplos dessas pinturas as encontradas em cavernas da França e
Espanha, assim como em paredões da região de São Raimundo Nonato,
no Piauí.
20
2.1. A concepção sobre o cosmo e a composição
da matéria na Antiguidade
A preocupação sobre a constituição do cosmo e a matéria que o forma
é antiga, havendo registros sobre o assunto já entre os povos que habitavam
a Mesopotâmia. No entanto, as ideias que tiveram maior impacto sobre o desenvolvimento futuro da ciência moderna estão ligadas aos filósofos gregos
antigos, através de duas teorias sobre a constituição da matéria, o Atomismo e
a Teoria dos Quatro Elementos. A abordagem empregada nestes dois modos
de descrição do mundo natural era baseada no raciocínio, ao contrário do [ref.
11] empirismo, não se preocupando com a verificação prática de suas hipóteses
e conclusões.
O Atomismo grego está ligado aos nomes de Leucipo de Mileto (nascido
ao redor de 500 a.C.) e Demócrito de Abdera (ca. 460 – ca. 370 a.C.). Demócrito
foi discípulo e depois sucessor de Leucipo. Embora a Demócrito seja atribuída
uma produção grande, nenhuma obra sua, ou de Leucipo, chegaram até os
dias de hoje. Assim, tudo que se sabe sobre suas obras vem de citações em
obras de outros autores.
Leucipo afirmava que o universo é infinito, formado por uma parte vazia
e uma parte cheia. Na parte cheia do universo, que representa a matéria, estariam as partículas fundamentais, em movimento contínuo no vazio, regido
pela razão e necessidade. Por falta de documentação escrita e da ligação estreita
entre o mestre e o discípulo, torna-se praticamente impossível determinar qual
o papel desempenhado por cada um no estabelecimento do Atomismo. Acredita-se que Demócrito tenha sido responsável pela expansão dos conceitos de
Leucipo, e tenha postulado que as partículas fundamentais de Leucipo são os
átomos (do grego, a: partícula de negação; e tomos: divisão; átomo significando
não divisível).
Segundo Demócrito, o cosmo – que inclui o mundo e todas as coisas, inclusive a alma – é formado por um turbilhão de átomos de diferentes formatos
em movimento constante, regido pela razão e necessidade, infinitos em número e essência, um para cada tipo de elemento existente. As qualidades que os
corpos possuem tais como cor, sabor, odor, forma, são decorrentes de suas pro-
21
priedades extrínsecas, pois os átomos só têm propriedades geométricas, forma
e grandeza. Com os choques entre eles, alguns átomos se unem para formar
um corpo diferente, devido às suas características coincidentes. Por vezes, os
choques entre os átomos não resultam em transformações, porque suas formas
não se encaixam. Assim, dessas interações entre os átomos ocorreria a formação de todas as coisas que conhecemos, que depois se dissolveriam no mesmo
turbilhão de átomos das quais surgiram. Na concepção de Demócrito, o cosmo
não é determinado por um poder que está acima dele, e que o submetesse a
algum plano ou finalidade, tal como deuses. Por essa razão, Demócrito é considerado o primeiro filósofo materialista da história.
Demócrito
Uma análise das ideias de Demócrito indica que o raciocínio que o teria
levado a propor a existência do átomo, uma parte da matéria após a qual não
poderia mais ocorrer divisão da mesma, é o seguinte: o movimento da matéria
pressupõe a existência do vazio, no qual a matéria se desloca; se fosse possível
dividir a matéria infinitamente em partes cada vez menores no vazio, ela não
teria consistência, e nada poderia se formar a partir da diluição cada vez maior
da matéria no vazio. Daí, para explicar a existência do cosmo tal como o conhe-
22
cemos, concluiu que a divisão da matéria não pode ser infinita, e que há um
limite indivisível, o átomo.
A outra teoria sobre a constituição do cosmo, a Teoria dos Quatro Elementos, está associada aos nomes de Empédocles e Aristóteles. Empédocles
(495/490 – 435/430 a.C.) propôs que a matéria seria constituída por quatro princípios: água, ar, fogo e terra. Aristóteles (384-322 a.C.) se opôs ao Atomismo, e
adotou e ampliou a ideia de Empédocles, propondo que existiria uma matéria-prima que constituiria a base de formação de todas as substâncias existentes.
Essa matéria-prima seria formada pelos quatro elementos propostos por Empédocles. Cada um desses elementos, por sua vez, seria formado por duas de
quatro qualidades: quente, frio, seco e úmido. As combinações destas quatro
qualidades, duas a duas, dariam origem a seis pares distintos, mas dois deles
são incompatíveis – quente/frio, seco/úmido – pois um corpo não pode ser ao
mesmo tempo quente e frio, ou seco e úmido. Essas ideias são representadas
pelo esquema abaixo, no qual os elementos e as qualidades são dispostos em
pares antagônicos.
O elemento fogo, por exemplo, é caracterizado pelas qualidades quente
e seco, enquanto que o elemento terra pelas qualidades seco e frio. Nessa interpretação, as transformações da matéria são decorrentes das mudanças de suas
23
qualidades e formas, e o elemento fogo poderia ser transformado no elemento
terra, através da mudança da qualidade quente para frio.
2.1.1. Comentários sobre os dois modelos e suas implicações no
desenvolvimento da ciência
Embora o Atomismo de Leucipo e Demócrito tenha um maior apelo junto aos estudiosos por suas semelhanças com o modelo de átomo indivisível
proposto por Dalton em 1808, os pressupostos das duas visões de cosmo e
matéria dos filósofos gregos antigos não resistem a qualquer verificação prática
segundo os métodos da ciência moderna.
Uma pergunta que se poderia fazer a esta altura é qual seria a razão de
se estudar teorias filosóficas antigas, não científicas no sentido moderno do termo. Uma das razões é entender como ideias aparentemente lógicas, mas não
científicas, e em especial as de Aristóteles, influíram e dificultaram o desenvolvimento da ciência por mais de 2.000 anos. Uma das razões para que isto tenha
ocorrido foi o fato das ideias de Aristóteles receberem o apoio da Igreja Católica,
e o Atomismo ter sido condenado pela mesma instituição. Com o poder que a
Igreja Católica exerceu especialmente durante a Idade Média, opor-se às ideias
aprovadas por ela ou defender ideias por ela condenadas podia representar a
condenação pela Inquisição e até a morte.
Uma pergunta que surge naturalmente é sobre as razões das ideias do
Atomismo serem condenadas pela Igreja, e as de Aristóteles receberem seu
apoio. A causa mais provável está associada à visão de cosmo dos atomistas,
totalmente materialista, em que até a percepção e a alma eram explicadas pelos
movimentos dos átomos, guiados unicamente pela necessidade e pela razão, e
parecia não deixar lugar para os valores espirituais.
24
Aristóteles
Embora Aristóteles possa ser considerado um bom observador do mundo natural, tendo deixado contribuições significativas em áreas como a Física e
a Biologia, o método envolvendo a proposição de hipóteses sobre as causas de
um fenômeno natural observado e o teste de suas validades pela experimentação, típicos do método científico moderno, era desconhecido pelo filósofo
grego e seus contemporâneos, incluindo Demócrito. Por isto, não podemos
cometer o erro, assim como muitas pessoas hoje o fazem, de ridicularizar as
ideias de Aristóteles, por querer analisá-las utilizando os padrões atuais! Devemos sempre lembrar que o conhecimento é produzido por seres humanos,
que sofrem as influências e as limitações da realidade cultural, política e social
da época em que vivem!
2.2. Algumas considerações sobre a Alquimia
Um período muito citado quando se tenta retratar a evolução histórica da
Química diz respeito à Alquimia. Algumas pessoas colocam a Alquimia como
25
início da Química; outros dizem que se trata de coisas diferentes. Se a Alquimia
pode ser considerada como parte da Química ou se ela é uma fase anterior a
esta, é uma discussão ainda em voga. De qualquer modo, quando buscamos
informações sobre o desenvolvimento da Química encontramos referências à
Alquimia. E assim, quando vamos analisar as informações que caracterizam a
Alquimia encontramos muitos aspectos que podemos considerar sim como
potenciais contribuintes para o desenvolvimento da Química.
É referente à Alquimia a busca pela “pedra filosofal”, para a transmutação
de metais em ouro e do elixir da longa vida. Assim, os alquimistas, nome dado
a quem praticava a Alquimia, possuíam como meta transformar metais menos
nobres em ouro, desenvolver uma substância que fosse capaz de curar todos
os males e prolongar o tempo de vida do homem, e ambas as metas poderiam
ser alcançadas se os eles obtivessem a “pedra filosofal”. Não é possível levar ao
pé da letra tais fundamentos, pois se pode considerar também que a busca dos
alquimistas não fosse por algo material, mas sim por algo ligado à alma, algo
espiritual e místico.
Outro aspecto muito ligado à Alquimia diz respeito à criação de vida artificial, o que é conhecido como homunculus.
Na Alquimia, os aspectos filosóficos eram muito presentes, sendo a composição e a transformação da matéria, discutidos a partir de concepções filosóficas. As discussões transcendiam a matéria, era algo de alma; o misticismo era
muito presente.
26
Alquimista em seu laboratório
Tem-se informações de que a Alquimia foi praticada em diversos locais
do mundo, ao longo do período em que se tem registro sobre as práticas que
a caracterizava. A Alquimia foi praticada no Egito, na Índia, China, em Roma, na
Grécia, entre outros lugares.
Muitas das técnicas desenvolvidas e utilizadas pelos alquimistas e o acúmulo de informações do período da Alquimia contribuíram para a constituição
da Química como ciência.
Muitas das vidrarias que hoje utilizamos e também algumas técnicas experimentais são originárias na Alquimia. O trabalho de alguns alquimistas era
desenvolvido em laboratórios e a partir de suas experiências puderam dar contribuições para que alguns assuntos fossem melhores compreendidos.
São da época da Alquimia o uso de algumas técnicas como destilação,
o desenvolvimento de vários aparelhos como fornos e fornalhas especiais, o
projeto de diversas vidrarias para processar reações químicas.
27
A descoberta de diversas substâncias também ocorreu na Alquimia,
como, por exemplo, a do ácido acético e do ácido clorídrico.
Muitas técnicas usadas atualmente já eram presentes na vida dos alquimistas, como, por exemplo, a destilação. A forma de se pensar o processo de
destilação, a essência do pensamento em relação a essa técnica, era diferente
do modo como pensamos hoje. Mas os materiais utilizados no processo e a
técnica em si são muito semelhantes.
Para os alquimistas, a destilação estava associada a ideias filosóficas e religiosas e à magia.
28
Um exemplo das contribuições da Alquimia para a Química
Como exemplo das contribuições de algumas das técnicas e operações
desenvolvidas na época da Alquimia e que deram grandes contribuições
para a Química, podemos citar, dentre tantas outras possibilidades, as
contribuições dos trabalhos do alquimista europeu, Andreas Libavius.
Andreas Libavius (1550-1616); 6: Capa do livro Alchemia, de Libavius.
Libavius nasceu na Alemanha, foi médico, químico (alquimista) e
professor. É de sua autoria o livro Alchemia, de 1597, que sistematiza
muitas informações sobre Química, principalmente operações químicas,
como, por exemplo, o preparo de ácidos.
Esse livro se tornou um marco importante para o desenvolvimento da
Química e apresenta características diferentes dos livros produzidos
sobre Alquimia, pois traz uma linguagem clara e objetiva.
29
Nesse livro, a Química era dividida em duas partes, uma que compreendia
os aparelhos e procedimentos de laboratório e outra que abordava a
análise de metais, minerais e águas minerais.
Libavius possuía um laboratório em sua casa e assim foi possível executar
vários procedimentos, adquirindo grande experiência prática. Em seu
livro, Alchemia, forneceu detalhes do procedimento de preparação
de diversas substâncias médicas, o que também serviu de base para a
Iatroquímica.
Na imagem a seguir, que mostra alguns, dos vários aparelhos e utensílios
do alquimista, temos que os utensílios 1 e 2 são fornos, sendo o segundo
para fusão; 7 e 8 são vasos, um para análise e o outro para agitação; o
utensílio 9 era utilizado para decantação; o 10 para filtração; o 11 era um
arranjo para putrefação; e o 15 um arranjo para calcinação.
Aparelhos e utensílios de Libavius
30
A constituição da matéria também era o tema das discussões e da vida
dos alquimistas. As primeiras ideias sobre a constituição da matéria, apresentadas por Aristóteles, foram complementadas pelos alquimistas.
Aos quatro elementos essenciais da matéria de Aristóteles (fogo, água,
terra e ar) foram incorporados, pelos alquimistas, o enxofre e o mercúrio. A
teoria “enxofremercúrio” postulava que todo tipo de matéria era composta
por proporções diferentes de enxofre e mercúrio. O enxofre estaria associado à
“combustibilidade” e o mercúrio à “metalicidade”.
Para os alquimistas, a matéria poderia ser obtida a partir da combinação
desses elementos. Com base nesse pensamento, os alquimistas tentaram sintetizar vários metais a partir do enxofre e do mercúrio.
No século 16, outro princípio foi incorporado ao enxofre e mercúrio, o sal,
sendo esse último acrescentado por Paracelso (Theophrastus von Hohenheim,
1493-1541).
Assim, continuaria o enxofre responsável pela combustibilidade; o mercúrio, pelo brilho metálico e fluidez; e o sal seria responsável pela estabilidade.
Essa teoria dos três princípios perdurou até o surgimento da Química moderna,
quando se passou a discutir a constituição da matéria com base nos diversos e
numerosos elementos químicos.
31
Joan Baptista van Helmont
O médico belga Joan Baptista van Helmont (1579-1644) duvidou que,
dos três princípios – enxofre, mercúrio e sal – fosse possível obter as demais
substâncias. Para Van Helmont, apenas um elemento era primordial, a água. As
doenças estariam associadas à falta ou excesso dos elementos que constituíam
a matéria. Segundo Porto (1997, p.569):
A teoria médica mais difundida na época via o corpo humano saudável como o
resultado do perfeito equilíbrio entre os quatro humores que o constituiriam. Estes
humores estariam relacionados com a clássica doutrina dos quatro elementos e
quatro qualidades primárias. Assim, os quatro humores, e as quatro qualidades
respectivamente predominantes em cada um deles, seriam: sangue (quente),
fleuma (úmido), bílis amarela (seco) e bílis negra (frio). A doença consistiria num
desequilíbrio na proporção ideal entre esses humores ou qualidades. Para
haver cura, seria necessário ministrar a qualidade momentaneamente em falta
(geralmente, pela ingestão de misturas de extratos vegetais) ou, então, retirar
a qualidade que porventura estivesse em excesso. Por exemplo: um paciente
febril, com a testa quente e o pulso acelerado, deveria estar com excesso de
32
humor sanguíneo; um tratamento indicado seria eliminá-lo através de uma
sangria. Ou seja, este sistema médico preconizava a “cura pelos contrários”.
A busca pela cura das doenças também era uma prática alquímica. Mas a
forma com que se pensava tal cura e a era praticada não estava mais atendendo às demandas, pois muitas doenças começaram a se espalhar rapidamente,
a partir de epidemias.
Nesse contexto, surgem as ideias de Paracelso, que rejeitava a ideia da
“cura pelos contrários”. Assim, segundo Porto (1997, p.569):
Seguindo um preceito difundido nas camadas populares do território germânico,
Paracelso defendia a “cura pelos semelhantes”. Assim, um envenenamento
poderia ser curado por doses adequadas do próprio veneno que o causou –
desde que convenientemente “purificado” pela ação (alquímica) do fogo.
As diferentes formas de pensar os constituintes da matéria e a causa das
doenças mostram como os aspectos filosóficos estavam presentes. Mas independentemente disso, a busca pela cura das doenças culminou no desenvolvimento de alguns remédios, e essa fase ficou conhecida como Iatroquímica.
2.2.1. A Iatroquímica
A Iatroquímica ficou conhecida como o ramo da Química a serviço da
Medicina, o que para nós hoje seria chamado de Química Medicinal.
O preparo de medicamentos e a explicação das doenças são os focos
nesse contexto. Uma das maiores contribuições da Iatroquímica para o desenvolvimento da Química foi a aplicação prática dos produtos.
A utilização de conhecimentos químicos para a produção de medicamentos e para a cura de doenças foi o que mais marcou esse período, levando
ao desenvolvimento da própria Química e também da Medicina. A ela é relacionado o nome de Philipus Aureolus Theophrastus von Hohenheim, autodenominado Paracelso, como seu grande divulgador.
33
Paracelso
Paracelso nasceu na Suíça em 1493 e faleceu em 1541. Ele era um alquimista e também um iatroquímico, contribuiu muito para o aprimoramento das
práticas da Medicina, principalmente em seu aspecto farmacológico.
Muitos dos compostos inorgânicos que Paracelso utilizava e pesquisava
sobre seus usos permaneceram nas farmácias modernas, como, por exemplo,
os sais de zinco e cobre.
À Paracelso é atribuída a primeira menção ao metal cobalto e a descrição
das propriedades do bismuto.
Considerando que tudo era constituído pelos três elementos ou princípios – enxofre, mercúrio e sal – acreditava-se que as doenças eram ocasionadas
pela falta de um desses elementos.
34
Capítulo 3
Da Alquimia à ciência moderna
N
o século 16, plena época do Renascimento (aproximadamente entre
fins do século XIII e metade do século 17), os conhecimentos da Química ainda eram fortemente influenciados pela Alquimia. Nessa época,
a Física não teve grande desenvolvimento, exceto por estudos de mecânica,
magnetismo e ótica. A Matemática foi a área da ciência que teve maior desenvolvimento, provavelmente estimulada pela solução de problemas práticos
enfrentados nas construções de catedrais e na navegação.
No estudo do desenvolvimento da Química, até sua afirmação como
ciência moderna no século 18, torna-se praticamente obrigatório um desvio no
caminho para a análise do desenvolvimento da Física, considerada como sendo
a primeira ciência moderna a se firmar como tal, isto já no século 17.
Neste caminho, além de cientistas da época diretamente envolvidos com
o conhecimento físico propriamente dito, alguns dos quais serão abordados
a seguir, contribuições não menos importantes foram as dos filósofos Francis
Bacon (1561-1626) e René Descartes (1596-1650).
35
Francis Bacon
René Descartes
Bacon, em sua obra Novum Organum Scientiarum, publicada em 1620, começou a aplicar os preceitos do [ref. 22] método indutivo, ao invés dos da [ref. 17]
Filosofia Natural, na abordagem dos problemas científicos. Propôs que, para se
conhecer a natureza, é preciso observar os fatos (coletar dados), classificá-los e
determinar suas causas.
Descartes, em ideias expressas em obras como o Discurso do método e
Princípios da filosofia, publicadas em 1637 e 1644, respectivamente, não procurava a solução dos problemas dos cientistas de então, mas a elaboração de um
sistema completo, com o qual pretendia substituir a escolástica banindo todas as
interpretações baseadas em qualidades e formas substanciais em favor de um
mecanismo universal que explicasse os fenômenos deste mundo visível com a
ajuda de apenas três conceitos: extensão, figura e movimento.
Como consequência dessas mudanças de pensamento, resultou uma
mudança nos métodos de estudos dos fenômenos naturais, que ao invés de
serem simplesmente observados, passaram a serem estudados na busca de relações entre causa e efeito.
36
A afirmação da Física como ciência moderna está ligada diretamente com
a evolução do modelo de [ref. 8] cosmo. O modelo dominante até o século 16
era o geocêntrico, baseado nas ideias do astrônomo grego Claudio Ptolomeu
(90-168) e no modelo cósmico de Aristóteles, sendo apoiado pela Igreja Católica.
Nesse modelo, o universo era finito, com a Terra imóvel em seu centro, e o Sol e
os planetas conhecidos girando ao seu redor em esferas perfeitas e imutáveis.
Em consequência da aplicação desse modelo, surgiram muitas observações astronômicas que não podiam ser explicadas. Uma delas era o movimento retrógrado dos planetas no céu.
Ptolomeu
Para conciliar essa observação com o modelo de órbitas circulares, Ptolomeu propôs que cada planeta se move ao longo de um pequeno círculo denominado epiciclo, cujo centro se move em torno de um ciclo maior ao redor da
Terra, denominado deferente. Com esse modelo, Ptolomeu foi capaz de explicar
o movimento retrógrado dos planetas. Por essa razão, o seu modelo continuou
a ser usado sem mudanças significativas ao longo de 1300 anos.
37
O acúmulo de ajustes que foram sendo necessários para explicar novas
observações utilizando o modelo geocêntrico tornou o quadro tão complexo,
que levou finalmente ao seu abandono e sua substituição pelo modelo heliocêntrico, num caminho longo e sofrido que descreveremos a seguir.
3.1. A evolução do conceito de universo do modelo
geocêntrico para o heliocêntrico
Neste caminho, estão envolvidos os trabalhos de cientistas da época
como Nicolau Copérnico, Giordano Bruno, Tycho Brahe, Johannes Kepler e Galileu Galileu, além de um grande número de outros menos conhecidos ou mesmo anônimos. A seguir, vamos fazer um breve relato sobre a contribuição de
cada um desses cientistas.
38
Nicolau Copérnico (1473-1543)
Nicolau Copérnico
Copérnico, astrônomo e pensador polonês, baseado em observações
cuidadosas sobre o movimento dos planetas, realizadas com os poucos recursos materiais de que dispunha (relógio de sol, tríqueto e um astrolábio, mas
não um telescópio, descoberto quase um século depois), propôs que o Sol era
o centro do universo finito (modelo heliocêntrico), com a Terra e os planetas
girando ao seu redor, preservando a ideia aristotélica de esferas fixas.
39
Giordano Bruno (1548-1600)
Giordano Bruno
Giordano Bruno, italiano, inicialmente pertencia à Ordem dos Dominicanos, mas aos 28 anos a abandonou. Embora não fosse astrônomo, matemático
ou físico, defendia a ideia de um universo infinito, razão pela qual foi perseguido
pela Igreja. Foi preso e submetido a julgamento, e como não abandonou suas
ideias, foi queimado vivo. Sua ideia de universo infinito é muito próxima da ideia
reinante atualmente.
40
Tycho Brahe (1548-1600)
Tycho Brahe
Astrônomo dinamarquês, efetuou observações astronômicas precisas
com os instrumentos que ele mesmo construiu, fazendo observações importantes e correções das tabelas astronômicas existentes na época. A observação
de um cometa em 1577 forneceu-lhe argumentos para questionar as concepções aristotélicas sobre o universo, especialmente o das esferas celestes. Argumentou que, uma vez que o cometa se deslocava através das supostas esferas
celestes, então estas não poderiam ter existência real.
41
Johannes Kepler (1571-1630)
Johannes Kepler
Também astrônomo dinamarquês, Kepler foi discípulo de Brahe, tendo
sido indicado para ocupar o posto de seu mestre após o falecimento de Brahe.
Com base nos dados reunidos por Brahe, e em seus próprios estudos, aproximou-se da ideia de modelo heliocêntrico de Copérnico. Suas observações de
longos anos sobre a órbita de Marte levaram-no a propor que sua órbita era
elíptica, e não circular, como proposto pelos gregos e pelo próprio Copérnico.
Suas observações levaram ao que hoje se conhece como Leis de Kepler, sobre
o movimento dos planetas.
42
Galileu Galilei (1564-1642)
Galileu Galilei
Físico italiano, é considerado como um dos fundadores da ciência moderna. Com base nas ideias de Bruno, e nas contribuições de Copérnico, Brahe
e Kepler, somado às observações astronômicas efetuadas utilizando o telescópio, instrumento que aperfeiçoou, Galileu provou que a Terra se move e firmou
definitivamente o modelo heliocêntrico. Estudou também a queda dos corpos,
através da realização de experimentos que possibilitaram refutar as ideias aristotélicas de diferentes velocidades de quedas para corpos leves e pesados. Esse
trabalho, com a adoção da observação controlada e a aplicação da Matemática
para a descrição dos fenômenos naturais, representou o início da Física como
uma ciência moderna, e um ponto sem retorno, a partir do qual se tornava
impossível o retorno às ideias dos filósofos gregos sobre os fenômenos físicos
e cosmológicos.
43
Por suas ideias sobre o heliocentrismo, em 1633, Galileu foi preso e submetido a julgamento pela Inquisição. Para evitar ser condenado, foi obrigado a
negar suas ideias, e condenado ao silêncio pelo resto de sua vida.
Em 1992, o papa João Paulo II reabilitou oficialmente Galileu da condenação de 359 anos antes, qualificando-o como “crente sincero” e “físico genial”,
reconhecendo a separação entre textos religiosos e científicos.
44
Capítulo 4
A Química como ciência moderna
C
omo dito anteriormente, durante o século 17 o conhecimento químico
era ainda fortemente influenciado pelas ideias da Alquimia. Isto fez com
que a afirmação da Química como ciência moderna só ocorresse no século 18, ligada principalmente aos trabalhos de Lavoisier. Nesse caminho, como
na Física, os trabalhos de muitos cientistas conhecidos da época estão envolvidos, assim como a contribuição de muitos outros, menos famosos e mesmo
anônimos. Dentre eles, pode-se destacar Boyle, Stahl, Hales, Scheele, Priestley,
Cavendish. Muitos dos cientistas envolvidos no caminho de afirmação da Química como ciência ao mesmo tempo que empregavam os procedimentos típicos de uma ciência moderna – experimentação controlada, uso do raciocínio
indutivo – continuavam a usar também procedimentos e raciocínios típicos
da Alquimia. Um exemplo típico é o de Robert Boyle. Considerado por alguns
como o “pai da Química moderna”, por seus trabalhos e publicação, é considerado por outros como o “último alquimista”. Para a construção da história do
conhecimento devemos lembrar a importante atuação, durante os séculos 17 e
18, de cientistas no desenvolvimento da ciência Química. Dentre eles, destacamos as contribuições de alguns, com caráter de exemplificação.
45
Robert Boyle (1627-1691)
Robert Boyle
Químico inglês que, influenciado pelo pensamento de Francis Bacon, valorizou o papel da experimentação no estudo dos fenômenos químicos. Em
1661, publicou o livro The Sceptical Chemist [O químico cético], no qual ataca a
Teoria dos Quatro Elementos de Aristóteles e dos Três Princípios de Paracelso.
Atacou também as concepções errôneas existentes na época sobre elementos.
Embora ele também não fosse capaz de propor um conceito adequado de
elemento, já fazia distinção clara entre mistura e composto. Sugeriu também que
a matéria é constituída por corpúsculos de diferentes tipos e tamanhos, num
conceito próximo que temos hoje sobre átomos.
Talvez o trabalho mais conhecido associado ao nome de Boyle seja a relação verificada por ele entre a pressão e o volume de uma massa de gás, à
temperatura constante, conhecida como Lei de Boyle-Mariotte.
46
Pelo uso da experimentação e o emprego da dúvida sistemática na análise dos dados, Boyle é considerado por alguns pesquisadores da área como o
“pai da Química moderna”.
George Ernst Stahl (1659-1734)
George Ernst Stahl
Médico e químico inglês, que entre 1703 e 1731 desenvolveu a Teoria do
Flogisto (do grego plogyston, significando “passado pela chama” ou “queimado”)
para explicar a combustão. Baseado nas ideias de Johann Becker (1635-1682),
a teoria dizia que quando uma substância é queimada, ela perde flogisto, um
material invisível. Essa ideia vinha dos alquimistas, para os quais ao se observar
a chama numa combustão, parecia haver uma perda. Com base na observação
47
da madeira ao sofrer combustão, verificou que as cinzas restantes ao final do
processo, denominada “cal”, tinha massa menor que a inicial. Essa observação
foi explicada por Stahl como sendo devido à perda de flogisto. Como o carvão
queima ao ar praticamente sem deixar resíduo, ele era considerado como sendo flogisto praticamente puro.
Ao estudar o aquecimento dos metais ao ar (calcinação), obtinha-se a
“cal”, que seria o metal sem flogisto. Segundo Stahl, seria possível regenerar o
metal, se à “cal” fosse adicionado flogisto. Realmente, ao se aquecer a “cal” do
metal com carvão – considerado como flogístico puro por Stahl – é possível
obter novamente o metal, uma operação comum em metalurgia.
No entanto, apesar do aparente sucesso da Teoria do Flogisto em explicar
a obtenção do metal a partir de sua “cal”, e de sua aparente racionalidade, a
mesma se mostrou incapaz de explicar a variação de massa que ocorre quando
um metal exposto ao ar é aquecido. Ao final do processo, a “cal” obtida tem
massa maior que a do metal de partida. Para conciliar o aumento de massa observado no aquecimento do metal, propôs-se então que o flogisto tinha massa
negativa.
Apesar das contradições que hoje são óbvias, sendo um exemplo típico
de conclusões aparentemente racionais, mas que nunca passaram pelo crivo
de experimentos planejados e executados com controle rigoroso, a Teoria do
Flogisto dominou a Química por mais de 80 anos, só sendo desbancada definitivamente pelos trabalhos de Lavoisier.
48
Stephen Hales (1677-1761)
Stephen Hales
Fisiologista, químico e inventor inglês, estudou também a subida de seiva
em caules de plantas, e foi o primeiro a medir a pressão sanguínea. O papel importante que desempenhou no desenvolvimento da Química foi a invenção de
dispositivos e o domínio das técnicas envolvidos na coleta de gases, essenciais
para os trabalhos de Scheele, Priestley, Cavendish e Lavoisier.
49
Henry Cavendish (1731-1810)
Henry Cavendish
Físico e químico inglês, é provavelmente mais conhecido pela descoberta
do “ar inflamável”, ocorrida em 1776, que posteriormente foi denominado gás
hidrogênio.
Ele foi a primeira pessoa a perceber que a combustão do hidrogênio, que
reconheceu como uma substância distinta, fornece água. Ele explicou a observação dizendo que a água é composta de hidrogênio sem flogisto.
50
Joseph Priestley (1733-1804)
Joseph Priestley
Teólogo e filósofo natural, em 1774 descobriu o oxigênio aquecendo óxido de mercúrio e recolhendo o gás num sistema pneumático de Hales. Isto
ocorreu 2 anos após Scheele obter o oxigênio, mas como Priestley publicou
primeiro seus resultados, geralmente o crédito da descoberta é atribuído a ele.
Devoto da Teoria do Flogisto, denominou o novo gás de “ar desflogisticado”. O nome oxigênio, significando “formador de ácidos”, foi dado mais tarde
por Lavoisier.
Entre seus outros feitos, Priestley sintetizou o ácido clorídrico, óxido nitroso, óxido nítrico e dióxido de enxofre.
51
Carl Wilhelm Scheele (1742-1786)
Carl Wilhelm Scheele
Químico e farmacêutico sueco. Em 1772, dois anos antes de Priestley publicar seus trabalhos, Scheele descobriu o oxigênio. Ele o denominou “ar inflamável”, mas só publicou seus resultados em 1777, no livro Chemical Treatise on Air
and Fire [Tratado químico sobre ar e fogo]. No entanto, o crédito da descoberta
foi dado para Priestley, por ter publicado antes seu estudo.
Scheele descobriu também o cloro, o manganês e o bário, em 1774, mas
não recebeu o crédito por nenhum deles.
52
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
Antoine Laurent Lavoisier
Químico francês, firmemente estabeleceu a Teoria da Combustão como
a reação dos corpos com o “ar deflogisticado” de Priestley, que foi renomeado
por ele como oxigênio (gerador de ácidos). Os experimentos de combustão e
calcinação dos corpos em condições experimentais controladas, em aparelhos
representados a seguir, associado ao uso intensivo da balança analítica, levaram
Lavoisier a estabelecer a Lei da Conservação da Matéria, a primeira das leis ponderais da Química.
Equipamentos de Lavoisier
53
Esses resultados, publicados em 1789 no livro Traité élémentaire de chimie
[Tratado elementar de Química], levou à queda definitiva da Teoria do Flogisto.
Nesse mesmo texto, estabeleceu também uma nova nomenclatura química,
essencialmente em uso até hoje.
Pela sua imensa contribuição à Química como ciência experimental e
moderna, Lavoisier é considerado por muitos historiadores como o “pai da Química moderna”.
Quanto à atribuição desse título, cabem algumas considerações. Por alguns, devido à proposição da aplicação do que hoje se conhece como método científico aos problemas químicos, este título é dado à Robert Boyle. Para a
maior parte dos historiadores, o título é dado à Lavoisier, principalmente pela
descoberta da Lei da Conservação da Massa, o uso da balança nas determinações químicas e pelo sistema de nomenclatura. Já os russos reivindicam esse
título para Mikhail Vasilyevich Lomonosov (1711-1765), primeiro químico russo,
que em 1760, treze anos antes de Lavoisier, realizou experimentos de calcinação
que levaram às mesmas conclusões que Lavoisier. No entanto, por Lomonosov
ter divulgado seus resultados apenas na Rússia, e não no restante da Europa,
não levou o crédito da descoberta.
Mikhail Vasilyevich Lomonosov
54
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passagem do pensamento mágico-vitalista ao mecanicismo. São Paulo:
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CHASSOT, A. I. A ciência através dos tempos. 2.ed. São Paulo: Moderna, 2004.
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FARIAS, R. F. A grande obra: um romance da história da química. São Paulo:
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55
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Parte II
Visão macroscópica da matéria:
aspectos gerais sobre a história
da Química moderna
Luiz Antonio Andrade de Oliveira
Livre-docente em Química. Professor adjunto do Departamento de Química Geral e
Inorgânica do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Camila Silveira da Silva
Doutora em Educação para a Ciência pela Faculdade de Ciências da Unesp – Bauru.
Professora bolsista do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Olga Maria Mascarenhas de Faria Oliveira
Livre-docente em Bioquímica. Professora adjunta do Departamento de Bioquímica e
Tecnologia Química do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
57
Apresentação
N
o caminho percorrido entre os trabalhos pioneiros de Lavoisier até o
modelo de átomo nuclear de Rutherford podemos encontrar duas
etapas distintas. A primeira envolveu principalmente dados estequiométricos sobre reações químicas, as leis ponderais, que levaram ao modelo de
átomo indivisível de Dalton. Com base nesse modelo foi possível estabelecer
uma escala de massas atômicas relativas, e através da relação entre essa escala
de massas atômicas e propriedades físicas e químicas dos elementos, chegar
ao que Roald Hoffmann (Prêmio Nobel de Química em 1981) denominou de
“maior instrumento da Química”, a Tabela Periódica.
Na segunda etapa, envolvendo o caminho entre o átomo indivisível de
Dalton e o Modelo de Átomo Nuclear de Rutherford, passamos pelos estudos
de descargas em gases, envolvendo trabalhos de muitos cientistas, incluindo
químicos e físicos. Como se pode verificar, por ser um assunto na fronteira entre a Física e a Química, a contribuição da Física nessa etapa foi muito grande.
Como decorrência desses estudos o modelo do átomo indivisível foi substituído pelo do átomo divisível, formado por partículas elementares negativas
e positivas, o elétron e o próton, respectivamente. A maior parte dessas descobertas resulta de experimentos de descarga elétrica em gases, envolvendo
os tubos de Crookes e suas modificações. Paralelamente, foram descobertos
os raios-X e a radioatividade natural, sendo essa última oriunda de transmutações nucleares, o velho sonho dos alquimistas. Além de fornecer dados para o
conhecimento sobre o núcleo atômico, a radioatividade forneceu condições
para o estudo do átomo, culminando com a proposição do modelo nuclear de
58
Rutherford. Nesse modelo, o átomo apresenta um núcleo massivo e pequeno
formado por cargas positivas, os prótons, cujo número caracteriza o elemento,
e os elétrons se movimentando à uma grande distância do núcleo. Embora o
átomo nuclear de Rutherford seja capaz de fornecer um modelo razoável, uma
questão fundamental ainda resta para ser respondida: Como explicar a estabilidade de um sistema composto por duas partículas de cargas opostas, cuja
tendência espontânea é se atraírem e se aniquilarem? Essa resposta só pode ser
razoavelmente fornecida pelo Modelo Quântico do Átomo, uma etapa posterior do desenvolvimento do modelo atômico.
59
Introdução
A partir da segunda metade do século XVIII, com a adoção progressiva e
irreversível dos preceitos do método científico no estudo dos fenômenos naturais – no qual a proposição e aceitação de hipóteses, teorias e modelos sobre
as causas e explicações desses fenômenos estão atreladas à possibilidade de
sua verificação experimental –, a Química passou a ter um desenvolvimento
rápido e intenso. Para esse desenvolvimento, foram importantes os trabalhos
de Lavoisier sobre a combustão, que levaram à primeira lei ponderal, a Lei da
Conservação da Massa em uma reação química. Os procedimentos experimentais utilizados por Lavoisier nesses trabalhos, com o uso intensivo da balança
analítica e o rigoroso controle das condições experimentais, praticamente estabeleceram os fundamentos da análise química quantitativa, que possibilitaram
a determinação das massas de reagentes e produtos envolvidos numa reação
química, a estequiometria química.
Acompanhar o desenvolvimento histórico da Química como ciência
moderna a partir deste ponto é uma tarefa árdua e impossível de ser feita em
um único texto. Desse modo, torna-se necessário fazer um recorte da história
de seu desenvolvimento, tendo em mente que qualquer recorte que for feito
será arbitrário, representando uma opção pessoal do autor. A escolha feita na
abordagem que segue não envolve nenhum juízo de valor sobre a importância
relativa de cada uma das áreas da Química. Por seus papéis centrais no estabelecimento dos alicerces de todo o conhecimento químico moderno, escolheu-se abordar inicialmente dois tópicos: (i) o desenvolvimento do conceito de periodicidade das propriedades dos elementos químicos, culminando na Tabela
60
Periódica proposta por Mendeleev e (ii) o desenvolvimento do modelo atômico
envolvendo seu núcleo e os elétrons.
É interessante notar nesse desenvolvimento que, embora guiados pelos
preceitos do método científico, as hipóteses, teorias e modelos propostos pelos
cientistas para explicar os fenômenos naturais observados, muitos erros foram
cometidos e corrigidos no caminho. Esses erros e acertos mostram que a ciência é dinâmica, não sendo um corpo estático de verdades sobre um assunto,
mas que reflete o que se sabe sobre o assunto numa determinada época. À medida que novos dados surgem, as teorias e modelos têm que ser modificados,
corrigidos e mesmo substituídos por teorias e modelos mais completos, que
incorporem os novos conhecimentos.
Além disto, o acompanhamento do desenvolvimento de uma ciência nos
mostra que ela não é um conjunto imparcial de conhecimentos. Sendo feita por
seres humanos, os cientistas, tanto a Química, como todas as ciências, reflete
em seu desenvolvimento a influência das virtudes e limitações típicas do ser
humano. São vários os episódios no desenvolvimento da Química, em que uma
ideia correta teve sua aceitação pela comunidade científica prejudicada, devido
à influência de um pensamento dominante há longo tempo, ou associado ao
nome de um cientista influente da época.
Neste caminho, os trabalhos de muitos cientistas estão envolvidos, tanto
da área da Química como de outras áreas da ciência, e em especial da Física.
Isto obriga a uma seleção dos cientistas associados a contribuições importantes
para o desenvolvimento da Química nos tópicos escolhidos, sem esquecer que
estas contribuições resultaram dos trabalhos de muitos pesquisadores, muitos
deles anônimos ou pouco lembrados. O enfoque desse aspecto do trabalho
científico é importante para desmistificar a imagem do gênio solitário que cria
uma teoria revolucionária como resultado de um momento de inspiração. Sempre que permitido pelo espaço, trabalhos precursores de modelos que mudaram o conhecimento científico da época foram incluídos no texto que segue.
61
Capítulo 5
O caminho para o Modelo Atômico
de Dalton – o átomo indivisível
A
ideia da existência de um limite para a divisão da matéria já havia surgido durante a Grécia Antiga, associada ao Atomismo dos filósofos Leucipo e Demócrito. Como todo o conhecimento pré-científico, suas ideias
eram inteiramente baseadas em argumentos filosóficos, segundo os preceitos
da lógica, não tendo qualquer sustentação experimental.
O Atomismo persistiu como conceito filosófico através da Antiguidade,
Idade Média e Renascimento, reunindo adeptos e adversários ao longo destes
períodos. A partir da Idade Média se tornou um conceito combatido pela Igreja
Católica, que apoiava as ideias de Aristóteles, e em consequência teve sua difusão e aceitação dificultadas. Entre os adeptos do Atomismo podemos citar os
nomes de Giordano Bruno (1588), Pierre Gassendi (1649) e Robert Boyle (1661).
Detalhes sobre o conceito de Atomismo nesses períodos podem ser encontrados em Partington (1989).
62
Robert Boyle
Em 1797 o químico e farmacêutico francês Joseph Proust (1754-1826)
propôs a Lei das Proporções Definidas. A partir de seus dados de análise de
carbonato de cobre, óxidos de estanho e sulfetos de ferro, Proust afirmou: “Os
elementos que reagem para formar um composto sempre se combinam em
massas que guardam entre si uma relação de números inteiros e pequenos”.
Esta lei, juntamente com a Lei da Conservação da Massa de Lavoisier, constitui
duas das leis ponderais conhecidas na época.
O primeiro modelo científico do átomo foi proposto por John Dalton
(químico inglês, 1766-1844) em 1808, em seu livro New System of Chemical
Philosophy [Novo sistema de filosofia química]. Embora seja tentador afirmar
que Dalton propôs seu modelo atômico com base nas duas leis ponderais
conhecidas na época, aparentemente suas ideias estavam fundamentadas
principalmente em seus trabalhos anteriores envolvendo observações sobre a
atmosfera, misturas gasosas e solubilidade de gases em água. Naquele mesmo
63
livro, Dalton publicou sua Lei das Proporções Múltiplas, uma terceira lei ponderal,
discutida e explicada em termos de sua Teoria Atômica.
Joseph Proust
John Dalton
A Teoria Atômica de Dalton, envolvendo o conceito de átomo indivisível,
é baseada em quatro ideias principais que seguem expressadas em linguagem
moderna:
1. Os elementos são formados por pequenas partículas indivisíveis e indestrutíveis denominadas átomos.
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma massa atômica.
3. Os átomos de elementos diferentes têm diferentes massas atômicas relativas.
4. Os átomos de um dado elemento podem se combinar com átomos de
outros elementos para formar compostos. Ao formarem um composto, os
64
átomos se combinam mantendo relações de números inteiros e pequenos,
tais como 1:1, 1:2, 2:3, e assim por diante.
Pela aplicação dessas ideias Dalton pode explicar sua Lei das Proporções
Múltiplas, procedimento que foi posteriormente estendido às outras leis ponderais conhecidas na época, a Lei da Conservação da Massa de Lavoisier e a Lei
das Proporções Definidas de Proust.
A Lei da Conservação da Massa numa reação química pode ser racionalizada em termos das ideias 1 e 4, e o mesmo ocorre com a Lei das Proporções
Definidas.
No mesmo livro Dalton propôs um sistema de símbolos usados para representar a composição dos compostos que estudou, e uma tabela de massas
atômicas de seis elementos – hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, carbono, enxofre e fósforo, com o átomo de hidrogênio sendo suposto por convenção ter
massa atômica igual a 1.
65
Sistema de símbolos criado por Dalton para os elementos e seus compostos
Aparentemente, Dalton estabeleceu as massas relativas de uma série de
elementos a partir dos dados das análises de água, amônia, dióxido de carbono
e outros compostos, publicados por pesquisadores da época.
Para obter as massas atômicas relativas, Dalton precisava propor fórmulas
moleculares para as substâncias cujos dados eram utilizados nos cálculos.
66
ele propôs então uma regra adicional, a da “máxima simplicidade”, que criou
controvérsias, uma vez que não pode ser confirmada independentemente.
Essa regra, baseada unicamente na crença sobre a simplicidade da natureza,
era necessária porque naquela época os cientistas não tinham como deduzir
quantos átomos de cada elemento se combinavam para formar um composto.
Como consequência desta regra de máxima simplicidade, Dalton propôs
erroneamente que a fórmula da água, expressa em linguagem moderna, seria
OH, e a da amônia NH, bastante diferente do que conhecemos hoje sobre a
composição dessas substâncias. Embora hoje saibamos que os valores das
massas atômicas relativas obtidas por Dalton estavam errados, pois naquela
época não se sabia que a forma natural de hidrogênio é o de uma molécula
diatômica e não de um átomo isolado, a ideia foi de extrema importância para
o desenvolvimento do conceito periódico, como veremos na continuidade.
Em 1808, o químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) publicou a
obra Larbok i Kemien, na qual propôs também uma escala de massas atômicas
relativas, atribuindo por convenção a massa 100 para o oxigênio. Na mesma
obra, propôs as bases de símbolos e notação química, que é utilizada até hoje.
Jöns Jacob Berzelius Joseph Louis Gay-Lussac
67
Ainda em 1808 o químico e físico Frances Joseph Louis Gay-Lussac (17781850) publicou a Lei dos Volumes de Combinação, resultado dos dados obtidos
em estudos de reações em que reagentes e produtos estão em estado gasoso.
A lei diz que “quando gases reagem para formar outros gases, e todos os volumes são medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, a relação
entre os volumes dos gases reagentes e produtos pode ser expressa através de
números inteiros e pequenos”.
Com base na Lei dos Volumes de Combinação de Gay-Lussac, Lorenzo
Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856), físico e advogado italiano, propôs em 1811 que “volumes iguais de gases diferentes medidos nas mesmas
condições de temperatura e pressão contém igual número de moléculas”. Avogadro foi um dos primeiros cientistas a fazer a distinção clara entre o que hoje
conhecemos como átomo e molécula. No entanto, suas ideias sobre molécula
não foram aceitas por quase cinquenta anos. Várias razões contribuíram para
isto. Uma delas é que Avogadro não era um membro ativo da comunidade de
química, na época concentrada quase exclusivamente nos centros de química
da Alemanha, França, Inglaterra e Suécia. A outra razão parece estar ligada à
oposição de suas ideias às de Berzelius, um dos maiores nomes da Química do
século XIX.
68
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro Johan Wolfgang Döbereiner
Segundo Berzelius, compostos seriam mantidos pela atração entre cargas
positivas e negativas, o que tornaria inconcebível a existência de uma molécula
composta por dois átomos idênticos, como O2 e H2, que são eletricamente semelhantes.
5.1. O caminho para a tabela periódica de Mendeleev
Os problemas existentes quanto aos valores aceitos para as massas atômicas relativas não impediram que em 1829, Johann Wolfgang Döbereiner,
químico alemão (1780-1849), publicasse suas observações relatando que havia
regularidades entre certas propriedades de grupos de elementos selecionados.
Por exemplo, observou que na série dos metais alcalinos lítio, sódio e potássio,
a massa atômica do sódio, o elemento do meio, era igual à média das massas
atômicas de lítio e potássio.
69
O mesmo ocorria nos elementos cálcio/estrôncio/bário, enxofre/selênio/
telúrio e cloro/bromo/iodo. Por exemplo, no caso do bromo, as massas atômicas relativas de cloro e iodo são 35,470 e 126,470, respectivamente, sua massa
atômica calculada pela média é 80,470, enquanto que a massa determinada
na época por Berzelius é igual a 78,33. Relações semelhantes existem para as
densidades de compostos de composição análoga formadas pelos elementos
de cada um destes grupos. Essa foi a primeira lei de periodicidade de propriedades em função da massa atômica descrita, que por envolver grupos de três
elementos, é conhecida como a Lei das Tríades de Döbereiner. No entanto, por
sua limitada aplicabilidade, tanto aos elementos já conhecidos na época, como
àqueles que foram descobertos a seguir, despertou pouco interesse junto à comunidade química.
Os problemas existentes com as escalas de massas atômicas relativas, decorrentes do não reconhecimento das diferenças entre átomos e moléculas,
só foram esclarecidos definitivamente em 1860, pelo químico italiano Stanislao
Cannizzaro (1826-1910).
Stanislao Cannizzaro
70
Durante o primeiro congresso internacional de Química, realizado em
1860 em Karlsruhe, Alemanha, Cannizzaro “reativou” as ideias de Avogadro referentes às moléculas diatômicas formadas pelos elementos hidrogênio, oxigênio
e nitrogênio, pondo fim a décadas de conflitos relacionados com massas atômicas e fórmulas moleculares. Com a aceitação do conceito de molécula pela
comunidade química, quase 50 anos depois de formulado por Avogadro, foi
possível criar uma escala confiável de massas atômicas relativas dos elementos
conhecidos, o que levou às descobertas das leis periódicas, culminando com a
proposição da Tabela Periódica de Mendeleev em 1869.
Em 1862, o geólogo e mineralogista francês Alexandre-Emile Béguyer de
Chancourtois (1820-1886) publicou a hélice telúrica, uma versão pioneira da Tabela Periódica dos Elementos. De Chancourtois representou as massas atômicas
dos elementos sobre a superfície de um cilindro com circunferência igual a 16
unidades, a massa atômica aproximada do elemento oxigênio. A curva helicoidal resultante, denominada hélice telúrica por De Chancourtois, colocou os elementos semelhantes em pontos correspondentes situados na mesma vertical,
acima ou abaixo um do outro, separados por intervalos regulares de massas
atômicas. De Chancourtois sugeriu que “as propriedades dos elementos são as
propriedades dos números a eles associados”. Ele foi o primeiro cientista a ver a
periodicidade das propriedades dos elementos quando arranjados em ordem
crescente de suas massas atômicas. No entanto, por ter publicado inicialmente
seus resultados sem a figura da hélice telúrica (De Chancourtois, 1862, p.757761), o trabalho se tornou de difícil compreensão. Posteriormente, o trabalho
com a figura foi publicado numa revista de Geologia, e não obteve praticamente nenhum impacto entre os químicos da época.
71
Hélice telúrica, De Chancourtois
72
Em 1864, o químico inglês John Alexander Reina Newlands (1837-1898)
publicou a Lei das Oitavas, baseadas na observação de que quando os elementos conhecidos na época eram colocados em ordem crescente de suas massas
atômicas o oitavo elemento da sequência tinha propriedades semelhantes às
do primeiro elemento. Isto pode ser visto na tabela a seguir do trabalho publicado por Newlands em 1864, em que os elementos localizados na horizontal têm
propriedades aproximadamente semelhantes. Por sua analogia com a escala
musical, que a cada oito notas repetem a sequência, a comunicação foi recebida com certa ironia por parte de alguns membros da comunidade científica.
Elementos agrupados em oitavas
No.
No.
No.
No.
No.
No.
No.
No.
H1
F8
Cl 15
Co e Ni 22
Br 29
Pd 36
I 42
Pt & Ir 50
Li 2
Na 9
K 16
Cu 23
Rb 30
Ag 37
Cs 44
Os 51
G3
Mg10
Ca 17
Zn 24
Sr 31
Cd 38
Ba e V 45
Hg 52
Bo 4
Al 11
Cr 19
Y 25
Ce e La 33
U 40
Ta 46
Tl 53
C5
Si 12
Ti 18
In 26
Zr 32
Sn 39
W 47
Pb 54
N6
P 13
Mn 20
As 27
Di e Mo 34
Sb 41
Nb 48
Bi 55
O7
S 14
Fe 21
Se 28
Ro e Ru 35
Te 43
Au 49
Th 56
Em 1864, o químico alemão Julius Lothar Meyer (1830-1895), com base
principalmente em propriedades físicas, publicou uma tabela contendo 28 elementos arranjados em função de suas massas atômicas relativas, distribuídos
em 6 famílias com características físicas e químicas semelhantes, em seu livro
Die Modernen Theorien der Chemie [A teoria moderna da Química]. Nesta tabela,
Meyer deixou espaço em branco para um elemento ainda não conhecido, que
posteriormente foi descoberto e se encaixou na sequência. Um avanço conceitual significativo de Meyer em relação aos seus predecessores foi a incorporação
do conceito de valência – o número que representa o poder de combinação de
um elemento particular – como um elo que une os elementos localizados em
cada uma das famílias da tabela. Em 1870, Meyer publicou seu trabalho clássico
Die Natur der chemischen Elemente als Function ihrer Atomgewichte [A natureza
dos elemenos químicos como função de sua massa atômica], no qual, além de
73
descrever a evolução de seus trabalhos desde 1864, apresenta o famoso gráfico
mostrando a periodicidade dos volumes atômicos representados em função
das massas atômicas dos elementos.
Gráfico mostrando a periodicidade dos volumes atômicos representados em função
das massas atômicas dos elementos
Em 1869, o químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907) publicou a primeira tabela periódica moderna, que englobava todos os 66 elementos
químicos conhecidos na época. A Tabela Periódica proposta por Mendeleev era
baseada exclusivamente em propriedades químicas dos elementos, reunidos
em ordem crescente de suas massas atômicas relativas, sendo essencialmente
idêntica à proposta por Lothar Meyer em 1870. A força da Tabela proposta por
Mendeleev sobre a de Lothar Meyer está em que, além de acomodar de modo
satisfatório todos os elementos conhecidos na época, reunindo-os em grupos
de propriedades semelhantes, deixava espaços em branco para elementos ainda não existentes, com previsão de suas propriedades a partir das posições que
deveriam ocupar na tabela. Estes são os casos dos elementos que Mendeleev
denominou de eka-boro, eka-silício e eka-alumínio (eka= 1, em sânscrito, significando o elemento seguinte na sequência). Nos próximos 15 anos, ainda durante
74
a vida de Mendeleev, foram descobertos elementos novos, cujas propriedades
medidas tinham uma coincidência impressionante com os valores previstos por
ele. Em 1875, o químico francês Paul Emile Lecoq de Boisbaudran descobriu o
gálio, cujas propriedades eram idênticas às previstas por Mendeleev para o eka-alumínio.
Dmitri Ivanovich Mendeleev
75
Previsão de Mendeleev para o elemento Gálio
Propriedades\ elementos
Eka-alumínio (Ea)
Gálio (Ga)
Massa atômica
Cerca de 68
69.72
Densidade do sólido
6.0 g/cm3
5.9 g/cm3
Ponto de fusão
baixo
29.78oC
Valência
3
3
Método de seu descobrimento
Provavelmente a partir de seu
espectro
Espectroscopicamente
Óxido
Fórmula Ea2O3, densidade 5.5
g/cm3. Solúvel tanto em ácidos
como em álcalis
Fórmula Ga2O3, densidade 5.88
g/cm3. Solúvel tanto em ácidos
como em álcalis
Com respeito a esse fato conta-se que Mendeleev ficou maravilhado quando soube que os dados reportados para o gálio eram praticamente
idênticos ao que havia previsto para o eka-alumínio. Ao saber que a densidade
encontrada por De Boisbaudran era de 4,9 g/cm3, ao invés do valor 5,5 g/cm3
que havia previsto, aconselhou-o que refizesse as medidas. Ao fazer isto, De
Boisbaudran encontrou o valor de 5,88 g/cm3, muito mais próximo do previsto
por Mendeleev. Em 1879, o sueco Lars Nilson identificou o elemento escândio,
cujas propriedades se mostraram idênticas às previstas por Mendeleev para o
eka-boro. Em 1886, o químico alemão Clemensen Winkler isolou o germânio,
cujas propriedades se mostraram idênticas às previstas por Mendeleev para o
eka-silício.
Além das previsões sobre a existência e propriedades de elementos ainda não descobertos, a partir de sua tabela Mendeleev foi capaz de prever que
as massas atômicas aceitas na época para alguns elementos poderiam estar
erradas. Um exemplo ilustrativo é o caso dos elementos telúrio (Te) e iodo (I),
cujas massas atômicas determinadas na época eram iguais a 128 e 127, respectivamente. Se colocados na ordem crescente dessas massas atômicas, Te ficaria
antes de I na Tabela Periódica, e deveria formar uma série de elementos com
propriedades análogas com o F, Cl e Br, o que não é verdade. Com base na
semelhança das propriedades, Mendeleev colocou I antes de Te em sua Tabela
Periódica, e propôs que a massa atômica de Te deveria estar entre 123 e 126. Os
valores aceitos atualmente para as massas atômicas de Te e I são iguais a 127,6
e 126,9, respectivamente. Embora Mendeleev estivesse errado em sua previsão
76
sobre a massa atômica de Te, mostrou uma incrível coerência de raciocínio ao
prever as posições de Te e I a partir das semelhanças entre as propriedades de
elementos análogos. Esta e algumas outras pequenas incoerências existentes
na Tabela de Mendeleev somente foram resolvidas com a mudança do conceito de periodicidade, como veremos adiante.
Quando se faz um balanço do problema da atribuição do mérito da proposição da Tabela Periódica à Mendeleev verifica-se que a essência da ideia
de periodicidade já havia sido proposta anteriormente por outros cientistas da
época. Talvez o impacto das previsões corretas e daquelas feitas sobre novos
elementos e suas propriedades tenham sido os fatores determinantes dessa
atribuição, e normalmente associamos a Tabela Periódica quase exclusivamente
ao nome de Mendeleev.
5.2. Considerações a respeito do material sobre a evolução da
Química até a Tabela Periódica de Mendeleev
A evolução da Química como ciência moderna, de Lavoisier até a proposição da Tabela Periódica por Mendeleev, constitui uma excelente questão
para o professor explorar como material a fim de acompanhar a história das
ideias e dos modelos químicos. Numa época durante a qual não se tinha ainda
clara a distinção entre elemento e molécula, foi possível a proposição das leis
ponderais que regem as reações químicas do primeiro modelo científico de
átomo à determinação das massas atômicas relativas dos elementos e da Tabela
Periódica.
É importante destacar que, apesar de hoje o fator de periodicidade da Tabela Periódica não ser mais a massa atômica dos elementos, a tabela proposta
por Mendeleev é praticamente idêntica à dos dias de hoje.
Outro ponto a se destacar é que a Tabela de Mendeleev foi proposta unicamente com base nas propriedades químicas dos elementos, numa época em
que não se tinha ainda nenhuma noção sobre a existência de prótons, elétrons,
núcleo atômico e números quânticos.
77
Capítulo 6
A mudança do modelo atômico
indivisível para o de átomo divisível
M
uito antes da época de Dalton, já havia evidências que apontavam
que a matéria deveria ser divisível. Uma das primeiras evidências para
a existência de cargas elétricas na matéria é o fenômeno da eletricidade estática, gerada ao se atritar materiais isolantes. Esse fenômeno é conhecido
desde a época dos gregos, que observavam que o âmbar (elektron, em grego),
uma resina natural, ao ser atritado com tecidos adquiria a propriedade de atrair
corpos leves, como pedaços de palha. Obviamente, nesta época o fenômeno
observado não tinha nenhuma explicação plausível, e só muito mais tarde o fenômeno foi associado à separação de cargas elétricas que estão presentes em
toda matéria, em decorrência do atrito do âmbar com o tecido.
Para serem possíveis os estudos que levaram à compreensão da natureza
da eletricidade, e sua relação com a constituição elétrica de toda matéria que
constitui o universo, foram necessários os trabalhos de muitos cientistas, ao longo de muito tempo.
Embora fosse conhecido desde a Antiguidade como gerar eletricidade
por atrito, não havia nenhum meio conhecido de produzi-la e armazená-la de
modo contínuo. A partir de observações feitas por Otto Von Guericke, por volta
78
de 1650, de que se podia gerar eletricidade estática por atrito em uma bola de
enxofre em rotação, surgiram projetos das chamadas “máquinas de atrito”. Com
a utilização destas máquinas ( algumas delas ainda utilizadas hoje em demonstrações em aulas de Ciências ), era possível obter tensões elevadas, que resultavam em grandes descargas elétricas através do ar, semelhantes a um raio. No
entanto, ainda não era possível armazenar a eletricidade produzida para uso de
maneira controlada.
Máquina Eletrostática de Wilmhurst
O primeiro dispositivo prático para o armazenamento de eletricidade produzida por atrito surgiu por volta de 1744-1746 e é conhecido como garrafa de
Leiden, o que hoje se conhece como um capacitor elétrico. Este dispositivo
foi proposto independentemente por Pieter van Musschenbroek, cientista ho-
79
landês, professor da Universidade de Leiden, e Ewald Georg von Kleist, físico
alemão.
Apesar de ser possível armazenar eletricidade em garrafas de Leiden,
os estudos relacionados com a natureza elétrica da matéria só tiveram grande desenvolvimento a partir da invenção de um dispositivo capaz de produzir
eletricidade de modo contínuo e controlável, a “pilha elétrica”. A primeira pilha
elétrica foi montada pelo físico italiano Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio
Volta (1745-1827) em 1800.
Alessandro Volta Luigi Galvani
Tal construção foi decorrente da disputa científica entre Volta e outro
cientista italiano, Luigi Galvani (1737-1798), sobre a natureza de um fenômeno
descrito por Galvani. Este último observou que ao dissecar pernas de rãs, os
músculos das pernas sofriam contrações quando tocadas por dois metais diferentes, como se a rã estivesse viva. Galvani atribuiu este fenômeno à existência
de uma “eletricidade animal”, que teria origem biológica. Volta atribuiu a origem
do fenômeno observado por Galvani ao par metálico em contato com a perna
80
da rã e concluiu que a perna da rã servia apenas como condutora e detectora
da eletricidade produzida. A partir dessas ideias, substituiu a perna da rã por
salmoura colocada em um copo, e ao mergulhar dois metais diferentes na salmoura, montou o primeiro dispositivo capaz de produzir corrente elétrica de
maneira contínua e controlada. Volta concluiu que os metais que apresentavam
os melhores resultados eram zinco e prata. Posteriormente, Volta substituiu a
solução de salmoura na qual mergulhava as placas dos dois metais por discos
feitos desses dois metais dispostos alternadamente, separados por papel embebido em salmoura, com cada extremidade da pilha terminando com discos
de metais diferentes. Tal dispositivo ficou conhecido como “pilha de Volta” e,
depois, por pilha elétrica.
Volta encaminhou os resultados de sua descoberta para o Presidente da
Royal Society, sir Joseph Banks, em carta datada de 20 de março de 1800, que seria complementada por uma segunda missiva, para posterior publicação. Nesse
intervalo, Banks comentou os resultados com o cirurgião inglês Anthony Carlisle
(1768-1840). Carlisle e o químico William Nicholson (1753-1815) montaram uma
pilha na tentativa de reproduzir os resultados relatados por Volta em sua carta.
Ao montarem o dispositivo, observaram que a passagem da corrente elétrica
produzida pela pilha através da água provocava o desprendimento de gases.
O gás produzido em cada um dos terminais elétricos foi recolhido isoladamente, sendo que o volume de gás recolhido em um dos terminais elétricos era o
dobro do recolhido no outro. Posteriormente, esses gases foram identificados
como sendo hidrogênio e oxigênio moleculares. O volume de hidrogênio obtido no processo era sempre o dobro do de oxigênio. Com esse experimento
Carlisle e Nicholson descobriram o fenômeno da eletrólise, e ao mesmo tempo
resolveram antiga disputa sobre a fórmula da água.
81
Michael Faraday
Em seguida, ao estudar o fenômeno da eletrólise em 1832, o físico e químico inglês Michael Faraday (1791-1867) estabeleceu relações quantitativas entre a quantidade de cargas elétricas que circula por uma solução condutora de
eletricidade e as massas depositadas, ou dissolvidas, nos eletrodos.
A essa altura, com a observação de que o funcionamento da pilha elétrica
estava associado ao desgaste dos discos de zinco, provocado por reações químicas responsáveis pela geração de corrente elétrica, e que durante o processo
de eletrólise, reações químicas eram promovidas pela passagem de corrente
elétrica pelas soluções, era indiscutível a necessidade de se rever o conceito da
matéria ser formada por átomos indivisíveis. O caminho que levou à revisão do
modelo atômico sem dúvida nenhuma se iniciou com a capacidade dos cien-
82
tistas disporem de uma fonte contínua e controlável de corrente elétrica, o que
foi fornecido pela pilha de Volta.
No entanto, os experimentos que levaram à descoberta das partículas
elementares componentes do átomo divisível, envolveram principalmente estudos de descargas elétricas de alta voltagem através de gases em diferentes
pressões. O desenvolvimento das pesquisas nessa área dependeu fortemente
do desenvolvimento das técnicas de produção de ampolas de vidro contendo
gases em baixas pressões, dotadas de eletrodos metálicos que permitiam a conexão com dispositivos capazes de fornecerem correntes elétricas de tensões
elevadas, a partir de corrente elétrica obtida através de associações de pilhas
de Volta. No desenvolvimento destes dispositivos estão envolvidos os nomes
de pesquisadores e técnicos, tais como Geissler, Plücker, Ruhmkorff e Crookes,
dentre outros, cujas contribuições serão comentadas brevemente a seguir.
6.1. Desenvolvimento de técnicas envolvidas nos estudos de descargas elétricas em gases a baixas pressões
Em 1851, Heinrich Daniel Ruhmkorff (fabricante alemão de instrumentos
científicos, 1803-1877) patenteou seu projeto de [ref. 2] bobina de indução, aprimorando o dispositivo inventado por Nicholas Callan em 1831. Seu projeto foi
tão bem-sucedido, resultando em tensões tão elevadas que permitiam a obtenção de faíscas de até 30 centímetros de comprimento no ar. Por essa razão,
a denominação Bobina de Ruhmkorff passou a ser tomada como sinônimo de
bobina de indução. Este foi o primeiro desenvolvimento que tornou possível
o início das descobertas que levaram à reformulação do modelo atômico de
Dalton.
Os outros dois desenvolvimentos técnicos essenciais para o avanço desses estudos – a criação de bombas de vácuo eficientes, e a produção de ampolas seladas de vidro, contendo gases a baixas pressões e dotadas de eletrodos
metálicos em suas extremidades – foram elaborados pelo físico e produtor de
instrumentos científicos alemão Johann Heinrich Wilhelm Geissler (1815-1879).
83
Heinrich Ruhmkorff Johann Heinrich Wilhelm Geissler
Os tubos comercializados por Geissler, conhecidos como tubos de Geissler, continham gases diferentes em pressões da ordem de 10-3 atmosfera (atm).
Quando seus eletrodos são ligados aos terminais de uma bobina de Ruhmkorff,
nota-se a produção de emissão colorida, cuja cor é dependente da natureza do
gás contido no tubo, e que ocupa todo o espaço entre os eletrodos, independentemente do formato do tubo. Os tubos de Geissler são utilizados até hoje,
no que conhecemos como “anúncios de néon”.
Em 1856, o físico e matemático alemão Julius Plücker (1801-1868) encomendou vários tubos a seu colega Geissler, e iniciou seus estudos sobre a luminescência observada no funcionamento dos mesmos. Juntamente com o
físico alemão Johann Wilhelm Hittorf (1824-1914) observou que em tubos de
Geissler com pressão interna mais baixa era observada luminescência do vidro
na região oposta ao eletrodo negativo, o cátodo. Além disto, observou que
esta luminosidade sofria deflexão quando submetido à ação de campos magnéticos. Em 1870, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930) denominou essa
luminescência de raios catódicos, por aparecer oposta ao cátodo, nome pelo
qual o fenômeno passou a ser designado a partir de então.
84
Julius PlückerJohann Wilhelm Hittorf
William Crookes
Papel fundamental nos estudos envolvendo descargas elétricas em pressões reduzidas foi desempenhado pelo químico e físico inglês William Crookes
(1832-1919). Tendo a bomba de vácuo sido aperfeiçoada pelo grupo de pesquisa de Cookes, ele conseguia produzir tubos de Geissler (cuja pressão interna
original era da ordem de 10-3 atm) com pressões finais na faixa entre 10-6 e 10-8
atm. Em experimentos realizados com tubos com gases em pressões internas
cada vez menores, Crookes observou inicialmente que a coluna colorida que
ocupava de maneira uniforme todo o interior do tubo nas pressões da ordem
de 10-3 atm começava a apresentar espaços escuros que se afastavam do eletrodo negativo do tubo. Posteriormente observou que quando a pressão interna
no tubo era da ordem de 10-6 atm, a faixa escura ocupava todo o espaço entre
os dois eletrodos do tubo, mas aparecia luminosidade intensa no vidro oposto
ao eletrodo negativo do tubo. Embora ainda não conhecessem a origem do fenômeno, os estudos foram continuados, usando diversas formas de tubos modificados por Crookes, designados de um modo geral como “tubos de Crookes”.
A partir dos trabalhos com os tubos de Crookes, diversas observações gerais a
respeito foram feitas:
1. A luminescência do vidro sempre aparecia na direção oposta ao eletrodo
negativo do tubo (cátodo), independentemente da posição do eletrodo
85
positivo. Por essa razão, Goldstein passou a chamar a emissão responsável
pela luminescência do vidro de “raios catódicos”.
Ampola de Crookes em pressão alta
Ampola de Crookes em baixa pressão
86
2. Um objeto colocado no caminho entre o eletrodo negativo do tubo e o
vidro no lado oposto, projetava uma sombra com a forma do objeto sobre
o vidro. Isto sugere que a propagação dos raios catódicos é retilínea.
Ampolas com cruz de malta
87
3. A emissão dos raios catódicos é sempre perpendicular à superfície do eletrodo negativo. Deste modo, se for empregado um eletrodo curvo, os raios
catódicos podem ser focados num ponto.
4. Observou-se que quando um campo elétrico era aplicado através de placas metálicas colocadas perpendicularmente ao feixe de raios catódicos, o
feixe era desviado em direção da placa positiva, o que sugeria que os raios
catódicos eram constituídos por cargas negativas.
5. Quando os polos norte e sul de um ímã eram colocados um de cada lado
do feixe de raios catódicos, observou-se um deslocamento do feixe em direção perpendicular ao campo magnético. O comportamento observado
está inteiramente de acordo com o previsto pelas leis de Faraday para uma
corrente elétrica percorrendo um fio condutor, quando submetido à ação
de um campo magnético perpendicular.
Ampola de raios catódicos submetida a um campo magnético
6. Quando se fez incidir um feixe de raios catódicos sobre as pás de um cata-vento capaz de girar livremente, observou-se que o cata-vento se movia
em direção oposta ao cátodo. Embora haja controvérsias sobre a veracidade das conclusões, Crookes interpretou que o deslocamento se devia
ao fato dos componentes dos raios catódicos terem momento, isto é, possuírem massa e velocidade devendo então ser constituídos por partículas
materiais.
88
Tubo de Crookes com montagem contendo cata-vento interno
A identificação inequívoca da constituição dos raios catódicos foi feita
pelo físico inglês Joseph John Thomson (1856-1940), que provou que eram
formados por corpos muito menores que um átomo, tendo carga negativa.
Thomson denominou estes corpos de “corpúsculos”, nome posteriormente
substituído por elétron dado anteriormente por George Stoney, devido ao fato
de terem o mesmo tipo de carga elétrica (negativa) que a gerada quando o
âmbar era atritado com um pedaço de tecido.
A partir de estudos de deflexão dos raios catódicos em ampolas desenvolvidas especialmente para este fim, em 1897 Thomson determinou a relação
massa/carga do elétron, que se mostrou ser perto de 1000 vezes menor que
a massa encontrada para um átomo de hidrogênio em medidas de eletrólise.
89
Tubo original de raios catódicos empregado por Thomson para a
determinação da relação carga/massa do elétron
Embora na época Thomson não tivesse elementos suficientes para essa
afirmação, ele ousou propor que as partículas negativas eram constituintes universais negativos da matéria, o que posteriormente foi confirmado.
Como a matéria em seu global é eletricamente neutra, Thomson postulou
para o átomo um modelo em que as cargas negativas dos elétrons deveriam
ser exatamente contrabalançadas por igual número de cargas positivas, e essa
carga estaria distribuída numa esfera de carga positiva, dentro da qual os elétrons se moveriam. Embora Thomson não tenha usado este termo, e não corresponda exatamente ao modelo atômico preconizado por ele, este se tornou
conhecido como o modelo “pudim com passas”; Rutherford, posteriormente,
provou que tal modelo estava errado. Outro detalhe que deve ser lembrado
é que em seu modelo Thomson não propôs que a esfera de cargas positivas
seria formada por prótons, mas sim por uma esfera com a carga positiva total
distribuída uniformemente por ela.
Como a matéria em seu total é neutra, era óbvio de que deveria haver
uma partícula elementar de carga positiva. É de se esperar que num tubo de
descarga as partículas positivas deveriam se deslocar em sentido oposto aos
dos elétrons, aparecendo na região oposta ao ânodo da ampola (polo positivo).
Para poder observar as partículas positivas, o físico Eugen Goldstein modificou
90
um tubo de Crookes utilizando um cátodo (polo negativo do circuito) perfurado e localizado no meio do tubo.
Quando o tubo era colocado para funcionar
observava-se, como previsto, um feixe de luminosidade fraca na região oposta ao ânodo. Como os
raios tinham que passar pelos furos da placa, foram
inicialmente denominados de “raios canais”. (Veja
neste link um exemplo de um tubo de raios canais
em funcionamento.)
Estudos dos raios canais por métodos análogos aos empregados nos estudos dos raios catódicos mostraram que: (i) os raios canais eram desviados por campos elétricos e magnéticos em sentido
oposto aos dos raios catódicos; (ii) para campos
elétricos e magnéticos de mesmas intensidades,
os desvios sofridos pelos raios canais eram muito
menores que os dos raios catódicos; (iii) a natureza dos raios canais era dependente do gás contido
no interior do tubo; (iv) a determinação da relação
carga/massa dos raios canais se mostraram muito Tubo empregado por Goldstein
menores que para os raios catódicos, com as massas
estimadas em mais de mil vezes a da partícula negativa; e (v) os raios canais, ao
contrário dos raios catódicos, eram melhor observados quando a pressão interna do gás do tubo não era muito baixa, ficando prejudicada sua observação
quando a pressão interna era muito baixa. Todas essas observações indicavam
que os raios canais estavam ligados à natureza do gás contido no tubo, e não
com a do ânodo (polo positivo). Posteriormente, quando Rutherford estudou
raios canais em que o gás interno era hidrogênio, encontrou a partícula positiva de menor massa. Mais tarde comprovou-se que os raios canais observados
quando o hidrogênio estava presente no tubo de descarga era constituído pelas partículas elementares positivas, denominadas de prótons por Rutherford.
Após se concluir que o fenômeno observado num tubo de raios canais
está associado à natureza do gás em seu interior, fica fácil entender a origem
91
dos raios canais. Ao se produzir o feixe de raios catódicos, os elétrons constituintes deste feixe, dotados de alta energia, arrancam elétrons do gás contido no
interior do tubo, produzindo íons positivos. Os íons positivos assim formados
são acelerados pelo campo elétrico existente entre os eletrodos do tubo, sendo
repelidos pelo polo positivo e atraídos pelo polo negativo. Sendo dotadas de
energia elevada, as partículas positivas atravessam a placa perfurada carregada
negativamente, sendo visualizadas do outro lado da placa.
Em 1898, o físico alemão Wilhelm Wien (1864-1928) estudando a deflexão
dos raios canais por campos elétricos e magnéticos observou que eram compatíveis com partículas positivamente carregadas, e que as deflexões observadas
eram funções de suas relações carga/massa. O método usado neste estudo por
Wien resultou, 20 anos depois, no espectrógrafo de massas, que tornou possível
medidas precisas de massas atômicas de vários átomos e seus isótopos.
6.2. A determinação da carga e massa das partículas subatômicas até
então conhecidas
Em 1897, já era conhecida a relação carga/massa para o elétron determinada por Thomson. Em 1909, o físico estadunidense Robert Andrews Millikan
(1868-1953) determinou a carga do elétron por
meio da observação da queda de gotas de
óleo carregadas através de descarga de raios-X.
Medindo o tempo de queda de uma gota
carregada eletricamente sob a ação apenas da
força de gravidade e posteriormente sob a
ação simultânea da força de gravidade e força
elétrica aplicada convenientemente Millikan
pôde calcular as cargas elétricas contidas em
cada gota.
Uma excelente simulação do experimento de Millikan pode ser vista no projeto
e-Química.
Robert Andrews Millikan
92
A partir de seus cálculos, Millikan concluiu que em todas as medições efetuadas as cargas medidas eram múltiplas de uma grandeza elétrica fundamental
negativa, a carga do elétron, cujo valor atualmente aceito é de 1.602176487(40)
x 10-19C. A partir da relação carga/massa determinada anteriormente por Thomson foi possível calcular a massa do elétron, cujo valor aceito atualmente é de
9,10938215(45) x 10-31 kg.
Adotando-se procedimentos semelhantes com os raios canais quando
o gás dentro do tubo era hidrogênio, determinou-se a carga do próton,
atualmente aceita como sendo igual a +1.602176487(40) x 10-19C, e massa igual a
1,672621637 x 10-27 kg.
Em 1913, ao explorar a composição dos raios canais, Thomson desviou
um feixe desses raios por campos elétricos e magnéticos e mediu sua deflexão
fazendo-o incidir sobre uma placa fotográfica colocada em seu caminho. Para
o caso do néon, Thomson observou
dois traços de luz na chapa fotográfica, que ele explicou como sendo
devido a átomos de néon com duas
massas atômicas diferentes, 20 e 22.
Esta foi a primeira evidência
encontrada para a existência de isótopos (do grego, isos = mesmo; topos
= lugar), cuja existência foi proposta
anteriormente por Frederick Soddy
(químico inglês, 1877-1956). Para explicar a existência de átomos de um
mesmo elemento com diferentes
massas atômicas, mas iguais propriedades químicas, os isótopos, Rutherford propôs que deveria haver
uma partícula neutra. Essa partícula
subatômica só foi encontrada experimentalmente pelo físico inglês
Foto obtida por Thomson ao estudar raios canais
mostrando a existência de isótopos de neônio
93
James Chadwick (1891-1974) em 1932, em trabalho envolvendo reação nuclear
entre berílio e partículas alfa.
James Chadwick
94
Capítulo 7
A descoberta da radioatividade e sua influência
sobre o desenvolvimento dos modelos atômicos
E
m 1895, o físico alemão Wilhelm Conrad Röntgen (1845-1923) realizou
experimentos com ampolas de Crookes modificadas. As modificações
incluíam a colocação de anteparos metálicos inclinados na direção oposta ao polo negativo do tubo (cátodo), que denominou de anticátodo, os quais
eram atingidos pelo feixe de raios catódicos provenientes do cátodo da ampola. Ao colocar a ampola em funcionamento numa noite em 1895, ele descobriu
que, mesmo com a ampola fechada num invólucro de cartão preto para excluir
toda a luz, no escuro, uma placa de papel coberta de um lado por cianoplatinato de bário se tornava fluorescente quando colocada no caminho de raios
invisíveis, mesmo quando situada a metros de distância da ampola. Embora
supusesse que o fenômeno observado deveria estar associado a uma radiação eletromagnética, o que só foi provado posteriormente, por desconhecer
a natureza exata dos raios invisíveis que provocavam a luminescência do sal,
Röntgen denominou-os de raios-X. Em seguida, ao interpor a mão de sua esposa entre a ampola e uma chapa fotográfica protegida, obteve a projeção da
sombra dos ossos de sua mão e de um anel que usava.
95
Primeira radiografia obtida por Röntgen
Esta foi a primeira radiografia já feita! Depois Röntgen mostrou que os
raios-X eram produzidos pelo impacto dos raios catódicos sobre o anticátodo.
Por esse trabalho, recebeu o primeiro Prêmio Nobel de Física, em 1901.
Só mais tarde Max von Laue (físico alemão, 1879-1960) mostrou, sem deixar dúvidas, que os raios-X são radiações eletromagnéticas do mesmo tipo da
luz visível, só que de uma frequência muito mais elevada que a desta última. Em
1896, após uma discussão científica com Henri Poincaré (físico, matemático e
filósofo francês, 1854-1912) sobre a recente descoberta dos raios-X e o fenômeno de luminescência que provocava em certos corpos, o físico francês Antoine
Henri Becquerel (1852-1908) decidiu investigar se havia alguma relação entre os
raios-X e a fosforescência natural já observada em sais de urânio.
96
Antoine Henri Becquerel
Becquerel observou que quando frascos contendo sais de urânio eram
colocados próximos de uma placa fotográfica protegida da luz, a placa fotográfica era velada, como se tivesse sido exposta à luz.
Filme fotográfico velado pelo sal de urânio contido no frasco de vidro
97
Becquerel mostrou que os raios emitidos pelos sais de urânio, que por
um longo tempo foram conhecidos como raios de Becquerel em sua homenagem, provocavam a ionização do ar e que, ao contrário dos raios-X, podiam ser
defletidos por campos elétricos e magnéticos. Esta última observação indicava
que, pelo menos parte dos raios emitidos pelos sais de urânio tinham cargas
elétricas associadas.
Em 1897, a física de origem polonesa Marie Skłodowska Curie (1867-1934)
escolheu como tema de sua tese de doutorado o estudo dos raios de Becquerel, tendo o próprio Henry Becquerel como supervisor. Esse trabalho, envolvendo principalmente estudo do minério de urânio conhecido como pechblenda,
resultou em 1903 na tese de doutorado intitulada Recherches sur les substances
radioactives [Pesquisa sobre as substâncias radioativas], defendida junto à Universidade de Paris. Como resultado dos árduos trabalhos de separação envolvendo toneladas de minério de urânio, desenvolvidos em conjunto com seu
marido Pierre Curie (físico francês, 1859-1906), em 1898 foram publicados três
trabalhos relatando a separação de dois novos elementos, o polônio e o rádio,
ainda mais radioativos que o urânio. Como reconhecimento pelos trabalhos
com a radioatividade, o prêmio Nobel de Física de 1903 foi partilhado igualmente entre Henry Becquerel e o casal Pierre e Marie Curie. Em 1911, reconhecendo
o trabalho de separação e caracterização dos elementos polônio e rádio, Marie
Curie se tornou a primeira pessoa a receber dois prêmios Nobel, neste caso, o
de Química.
98
Marie Skłodowska Curie Pierre Curie
Seu marido Pierre, que tinha participado dos árduos trabalhos de separação e identificação dos elementos, havia morrido em 1906, em consequência
de um acidente.
Ao redor de 1900 não se tinha ideia sobre a origem e composição das
radiações emitidas pelos sais de urânio e tório. Neste caminho, longo e na época às vezes confuso, foram muito importantes os trabalhos desenvolvidos por
Ernest Rutherford.
Já em 1899, Rutherford identificou a existência de dois tipos de radiação
nas emissões provenientes de urânio e tório com base em seus diferentes poderes de penetração na matéria. Em 1900 Paul Ulrich Villard (físico e químico
francês, 1860-1934) observou um terceiro tipo de radiação, muito mais penetrante que os raios-X, que foi denominado de radiação gama por Rutherford.
Com a disponibilidade de rádio, fortemente radioativo, Giesel mostrou
em 1899 que as partículas beta emitidas por essa substância eram facilmente
desviadas por um campo magnético, na mesma direção que um feixe de raios
catódicos, parecendo serem constituídas por partículas de carga negativa. A
prova de que as partículas beta na realidade são elétrons foi completada em
99
1900 por Becquerel, que mostrou que as partículas beta do rádio têm a mesma
massa pequena dos elétrons.
Em 1902, Rutherford e Soddy publicaram um trabalho no qual concluem
que no processo de emissão de radiação “os elementos radioativos devem estar sofrendo transformação espontânea”. Em 1909, em outro trabalho de Rutherford, desta vez em parceria com Thomas Royds (químico inglês, 1884-1955),
identificou que as partículas alfa, após perderem sua carga positiva, são núcleos
do elemento hélio.
100
As dificuldades para a identificação dos três tipos de emissões dos
elementos radioativos naturais ao redor de 1900 – partícula alfa, partícula
beta e radiação gama –, atualmente associadas respectivamente ao
núcleo de hélio, ao elétron, e radiação eletromagnética de frequência
mais elevada que a dos raios-X – hoje são facilmente compreendidas.
Sabe-se que os problemas experimentais encontrados naquela época
para a detecção e caracterização das emissões estão relacionados
principalmente com as capacidades de ionização do meio circundante
provocadas por elas. As partículas alfa, com sua carga +2, têm um
poder de ionização tão grande que ionizam o ar e o meio circundante,
dissipando rapidamente sua energia. Como consequência, sua distância
de propagação no ar a partir da fonte é muito pequena, dificultando sua
detecção. A partícula beta, com sua carga -1, embora também ionizante,
provoca uma ionização muito menor do meio circundante devido
sua carga ser menor, o que lhe assegura uma maior penetração no ar,
podendo ser detectada a distâncias um pouco maiores da fonte (alguns
centímetros!). Já a radiação gama, sendo uma radiação eletromagnética
e tendo baixo poder de ionização da matéria, tem poder de penetração
muito grande, tanto no ar como em corpos densos, podendo ser
detectada a grandes distâncias da fonte. Por exemplo, as imagens dos
frascos contendo sais de urânio detectadas por Becquerel em filmes
fotográficos protegidos da luz foram produzidas pela emissão gama do
urânio, capaz de atravessar o vidro do recipiente contendo o sal e o ar
compreendido entre o frasco e o filme.
101
Capítulo 8
A evolução do Modelo do Átomo Divisível:
O Modelo Nuclear de Rutherford
N
o início do século XX, já havia sido comprovada a existência das partículas elementares, o próton e o elétron com suas cargas e massas
determinadas, e postulada a existência do nêutron, só comprovada
experimentalmente em 1932.
Na tentativa de explicar a estabilidade do átomo neutro, envolvendo
iguais números de partículas positivas e negativas, Thomson havia proposto
que as cargas positivas estariam distribuídas uniformemente numa esfera, e os
elétrons se movimentariam entre as partículas positivas. Esse é o modelo ao
qual é atribuído hoje o nome de “pudim com passas”, denominação e significado que Thomson jamais usou. No entanto, uma rápida análise mostra que
tal sistema não pode ser estável, uma vez que a tendência natural de partículas
elétricas de cargas opostas é se atraírem.
Na tentativa de explicar a estabilidade do átomo, em 1904 o físico japonês
Hantaro Nagaoka (1865-1950) propôs um modelo planetário para o átomo, com
os elétrons, de menor massa, orbitando em torno de um núcleo denso maciço.
Este modelo foi proposto por analogia com a estabilidade observada para os
anéis de Saturno, em seus estudos sobre o planeta.
102
Em 1909, Rutherford iniciou os experimentos de espalhamento de partículas alfa e beta provenientes de uma amostra de rádio, usando uma montagem experimental esquematizada na imagem a seguir.
Ernest Rutherford
Montagem experimental de espalhamento de partículas alfa e beta
As partículas alfa eram provenientes de uma amostra de rádio, localizada
no interior do bloco de chumbo R, que blinda a radiação e a colima na direção
do único orifício existente no bloco R. Em F estava uma folha fina de ouro, com
cerca de 8 x 10-6 cm, tão frágil que teve que ser montada sobre uma lâmina de
vidro. Em M estava um microscópio de baixa resolução, possível de ser movimentado ao redor, dotado de uma tela recoberta por sulfeto de zinco em uma
de suas extremidades, que emitia um lampejo de luz quando atingida por uma
partícula alfa.
Por sua importância histórica, embora hoje apenas superficialmente relatada nos cursos de Química Geral, a experiência de espalhamento de partículas
alfa de Rutherford/Geiger/Marsden é um marco para o desenvolvimento futuro
do modelo de átomo. Por esta razão vamos analisar mais detalhadamente o
experimento e suas conclusões a partir dos resultados obtidos.
Embora idealizado inicialmente por Rutherford, as medidas foram realizadas pelos seus alunos Hans Geiger (físico alemão, 1882-1945) e Ernest Marsden
(físico neozelandês, 1889-1970). A realização desses experimentos exigiu muita
103
dedicação e persistência, pois como os lampejos provocados pelas partículas
alfa são fracos, o pesquisador tinha que permanecer numa sala escura, com
um tempo de adaptação visual inicial antes do início das medidas. A partir das
medidas efetuadas por Geiger e Marsden surgiram as seguintes generalizações:
1. Quase todas as partículas alfa passavam pela folha de ouro como se ela não
estivesse presente. Essas partículas alfa, logicamente, continuavam suas trajetórias retilíneas até atingir a tela detectora.
2. Algumas das partículas alfa eram defletidas apenas ligeiramente, geralmente 2 graus, ou menos. Os cálculos feitos por Geiger indicavam que o
ângulo mais provável de desvio era em torno de 1 grau.
3. Um número muitíssimo pequeno de partículas, uma em cada 20 mil, segundo valor reportado em um trabalho publicado por Rutherford, sofriam
desvios maiores que 90 graus.
Considerando o modelo atômico de Thomson, era impossível prever esses resultados, especialmente o de que a maior parte das partículas alfa passava
através da folha de ouro como se ela não existisse. Embora a folha de ouro fosse
extremamente fina, no caminho das partículas alfa havia um número muito
grande de átomos, que no modelo de Thomson seriam esferas com distribuição uniforme de carga positiva. Seria impossível imaginar que as partículas alfa
passassem através dos interstícios existentes entre as esferas nos seus caminhos,
indo atingir o detector localizado em posição oposta à fonte das partículas alfa.
A única conclusão lógica seria que as partículas alfa deveriam passar pelo interior do átomo, que em sua maior parte seria vazio.
Quando Geiger comunicou que haviam detectado raríssimas partículas
que voltavam na mesma direção da fonte de partículas alfa, Rutherford se espantou e disse:
Este foi o evento mais incrível que aconteceu em minha vida. Era quase tão
inacreditável quanto você disparar uma bala de canhão de 15 polegadas num
104
pedaço de tecido e ela ricocheteasse e o atingisse. Considerando a observação,
percebi que este ricochete devia ser resultado de uma única colisão, e quando
fiz os cálculos vi que era impossível obter qualquer coisa com aquela ordem
de grandeza, a menos que consideremos um sistema em que a maior parte da
massa do átomo esteja concentrada num núcleo diminuto. Foi então que tive
a ideia de um átomo com um centro pequeno maciço, dotado de uma carga.
Essa observação também não podia ser racionalizada pelo modelo de
Thomson, que previa uma distribuição uniforme de carga e massa e, portanto,
não pode explicar o movimento retrógrado de deslocamento de algumas partículas alfa que incidiram sobre a folha de ouro. Para explicar essas observações
e cálculos delas derivados, Rutherford foi obrigado a postular um novo modelo
de átomo, o átomo nuclear, apresentado em sua famosa publicação de 1911,
“The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom”.
Nesse modelo:
1. O átomo é constituído por um núcleo pequeno, que engloba praticamente
toda a massa do átomo. Cálculos feitos indicaram que o núcleo do átomo
de ouro, suposto esférico, tem um raio da ordem de 10-13 cm, comparado
com o raio do próprio átomo, da ordem de 10-8 cm. O átomo tem a maior
parte do espaço entre o núcleo e o seu limite externo vazio, o que explica
porque a maior parte das partículas alfa incidentes sobre a lâmina de ouro
passam através dela sem desvios.
2. Algumas poucas partículas alfa, por puro acaso, e estatisticamente em
menor número devido às pequenas dimensões do núcleo, ao atravessar a
lâmina passam perto do núcleo do átomo de ouro e são ligeiramente desviados. Uma vez que as partículas alfa são cargas carregadas positivamente,
é lógico prever que o núcleo massivo deve ser dotado de carga positiva,
repelindo as partículas alfa de mesma carga.
105
3. Em um evento bastante raro, algumas partículas alfa se aproximam frontalmente do núcleo pequeno. As partículas alfa, viajando a cerca de 10% da
velocidade da luz, conseguem chegar próximo do núcleo dotado de carga
positiva. A força de repulsão surgida é tão grande, que a partícula alfa é
defletida de volta, que dependendo das condições de aproximação pode
envolver desvios de 90º ou maiores.
Rutherford foi agraciado com o Prêmio Nobel de Química em 1908 por
“suas investigações sobre a desintegração dos elementos, e a química de substâncias radioativas”, antecedendo seu trabalho mais conhecido sobre o modelo
atômico nuclear.
Embora bem sucedido em explicar os dados de espalhamento de partículas alfa, o Modelo Nuclear de Rutherford ainda não conseguia explicar a
estabilidade de um sistema desse tipo, uma vez que se sabe que partículas de
cargas opostas se atraem, o que levaria inevitavelmente ao colapso do átomo.
Para explicar a estabilidade do átomo divisível, foi necessário extrapolar os limites dos princípios da [ref. 18] Física Clássica, tão bem-sucedida na explicação
de movimentos de planetas, trajetórias de projéteis, o eletromagnetismo e os
princípios da Termodinâmica, envolvendo uma ruptura de seus [ref. 29] paradigmas, e a adoção dos princípios da [ref. 19] Física Quântica, uma revolução
científica.
8.1. Reformulação do conceito de periodicidade
Com base no Modelo Nuclear de Rutherford, o físico holandês Antonius
van den Broek (1870-1926) propôs, em 1911, que os elementos da Tabela Periódica seriam mais adequadamente organizados em função de suas cargas nucleares positivas em vez de suas massas atômicas.
Em 1913, desenvolvendo a ideia de Van den Broek, o físico inglês Henry
Gwyn Jefferyes Moseley (1887-1915) realizou estudos que levaram à substituição da massa atômica pelo número das cargas positivas presentes nos núcleos
atômicos, denominado número atômico, como fator de periodicidade das propriedades dos elementos.
106
Henry Gwyn Jefferyes Moseley
Seus trabalhos envolveram medidas das frequências das emissões de
raios-X produzidos por diversos elementos. As emissões de raios-X foram obtidas através de ampolas de raios-X com diferentes anticátodos e dispersadas
para análise por interação com cristais. Quando as frequências correspondentes emitidas por diferentes elementos foram representadas em função de suas
massas atômicas e dos números de cargas positivas dos núcleos (os números
atômicos dos elementos), Moseley mostrou que o ajuste era perfeito quando
usado o número atômico. Ele propôs, então, a adoção do número atômico
como fator de periodicidade na Tabela Periódica proposta por Mendeleev. Com
a mudança do conceito de periodicidade, as inadequações existentes na tabela
de Mendeleev foram resolvidas. Como exemplo, pode-se citar a inversão das
posições entre Te e I, proposta por Mendeleev em função das semelhanças
com as propriedades dos grupos de elementos a que pertencem, ao contrário
do previsto pela ordem de suas massas atômicas. Hoje se sabe que a inversão
existente na Tabela de Mendeleev se deve à existência de isótopos, núcleos de
um mesmo elemento com diferentes massas atômicas, devido aos diferentes
números de nêutrons presentes em seus núcleos. A Tabela Periódica tal como
107
a conhecemos hoje está baseada no critério de periodicidade proposto por
Moseley.
Quase certamente, Moseley seria indicado para receber o Prêmio Nobel
por esse trabalho, mas, infelizmente, contrariando os conselhos de todos os
seus companheiros, alistou-se como voluntário no Exército Britânico e morreu
em combate em 1915, durante a Primeira Guerra Mundial, na Batalha de Gallipoli, Turquia.
108
Sites interessantes sobre os temas envolvidos na parte II
Em português
Site do Instituto de Física da USP, contendo livro eletrônico com conteúdos de várias áreas da Física.
Em inglês
Dois sites com trabalhos clássicos selecionados, traduzidos para o inglês.
http://www.chemteam.info/ChemTeamIndex.html
http://web.lemoyne.edu/~giunta/papers.html
Site sobre tubos de raios catódicos.
Site com rádios e aparelhos científicos.
Site da Universidade de Cambridge, com museu contendo tubo de
raios catódicos utilizado por Thomson na descoberta dos elétrons, e
simulações interessantes sobre Física.
Página do site da Fundação Nobel, onde é possível buscar dados
biográficos de todos os laureados em Física.
Página do site da Fundação Nobel, onde é possível buscar dados
biográficos de todos os laureados em Química.
109
Referências bibliográficas
ALFONSO-GOLDFARB, A. M. Da Alquimia à Química: um estudo sobre a
passagem do pensamento mágico-vitalista ao mecanicismo. São Paulo:
Landy, 2001.
CHASSOT, A. I. A ciência através dos tempos. 2.ed. São Paulo: Moderna, 2004.
(Coleção Polêmica).
DE CHANCOURTOIS, A.E.B. Vis tellurique. Comptes rendus de l’Académie des
sciences, Paris, v.54, p.757-761, 1862.
FARIAS, R. F. de. A grande obra: um romance da história da química. São Paulo:
Edições Inteligentes, 2005.
FARIAS, R. F. de. Para gostar de ler a história da química. 2.ed. Campinas:
Átomo, 2005.
FARIAS, R. F. de. Para gostar de ler a história da química II. Campinas: Átomo, 2005.
FARIAS, R. F. de. Para gostar de ler a história da química III. Campinas: Átomo, 2005.
MEYER, J. L. Die Natur der chemischen Elemente als Function ihrer Atomgewichte. Justus Liebigs Annalen der Chemie, v.7, p.354-364, [1870]. (suplemento;
atualmente conhecido como European Journal of Organic Chemistry).
110
PARTINGTON, J. R. A Short History of Chemistry. 3.ed. Nova Iorque: Dover, 1989.
RONAN, C. A. História ilustrada da ciência da Universidade de Cambridge. Tradução de Jorge Enéas Fortes, revisão técnica de Yedda Botelho Salles. Rio de
Janeiro: Jorge Zahar, 2001. (Volume 1: Das origens à Grécia).
RONAN, C. A. História ilustrada da ciência da Universidade de Cambridge. Tradução de Jorge Enéas Fortes, revisão técnica de Yedda Botelho Salles. Rio de
Janeiro: Jorge Zahar, 2001. (Volume 2: Oriente, Roma e Idade Média).
RONAN, C. A. História ilustrada da ciência da Universidade de Cambridge. Tradução de Jorge Enéas Fortes, revisão técnica de Yedda Botelho Salles. Rio de
Janeiro: Jorge Zahar, 2001. (Volume 3: Da Renascença à revolução Revolução
Científica).
RONAN, C. A. História ilustrada da ciência da Universidade de Cambridge. Tradução de Jorge Enéas Fortes, revisão técnica Marcelo Gleiser. Rio de Janeiro:
Jorge Zahar, 2001. (Volume 4: A ciência nos séculos XIX e XX).
RUTHERFORD, E. The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom. Philosophical Magazine, v.21, p.669-688, maio 1911. (Series
6). Disponível em: <http://www.chemteam.info/Chem-History/Rutherford-1911/Rutherford-1911.html>. Acesso em: 30 ago. 2013.
STRATHERN, P. O sonho de Mendeleiev: a verdadeira história da química. Tradução: Maria Luiza X. de A. Borges. Rio de Janeiro: Jorge Zahar, 2002.
VANIN, J. A. Alquimistas e químicos: o passado, o presente e o futuro.
São Paulo: Editora Moderna, 1994. (Coleção Polêmica).
Parte III
Linguagem química
Vânia Martins Nogueira
Doutora em Química. Professora-assistente do Departamento de Química Geral e Inorgânica
do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Camila Silveira da Silva
Doutora em Educação para a Ciência pela Faculdade de Ciências da Unesp – Bauru.
Professora bolsista do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Olga Maria Mascarenhas Faria Oliveira
Livre-docente em Bioquímica. Professora adjunta do Departamento de Bioquímica e
Tecnologia Química do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
112
Apresentação
A
bordaremos o tema “Linguagem química” com o objetivo de destacar
a importância do conhecimento dos termos e ferramentas adequadas
para o entendimento da Química. Desse modo, teremos condições de
aprender e transmitir melhor os conceitos e fenômenos químicos. Esta parte
inicia com a definição geral do conceito de linguagem, extrapola para a linguagem química e destaca a importância do uso correto de termos e representações em Química. Através de um breve relato histórico mostramos a evolução
dos símbolos dos elementos químicos, desde os alquimistas até os tempos
mais recentes, bem como dos nomes desses elementos. As representações dos
compostos também são abordadas, apresentando as que caíram em desuso
e passando as regras das fórmulas atuais. Finalizando, apresentamos as regras
de nomenclatura definidas pela Iupac (International Union of Pure and Applied
Chemistry) para os compostos inorgânicos e orgânicos.
113
Capítulo 9
Linguagem
S
egundo a definição no dicionário, linguagem corresponde ao uso da palavra articulada ou escrita como meio de expressão e de comunicação entre
as pessoas. Corresponde também a: (i) vocabulário específico de uma ciência, de uma arte, de uma profissão; (ii) qualquer sistema de signos capaz de
servir à comunicação entre os indivíduos; e (iii) em informática, sistema lógico
utilizado para comunicar ao computador os processos físicos por efetuar. Portanto, o termo linguagem é uma forma de comunicação, troca de informações
e, na ciência, uma forma de expressar conhecimentos e saberes.
Esta é uma definição bastante abrangente do significado do termo linguagem, dentro de um contexto geral.
9.1. A linguagem química
As transformações da matéria fazem parte de processos naturais que chamavam a atenção do homem desde os primórdios da humanidade. A necessidade de interpretar e descrever os fenômenos físicos e químicos, observados
ao longo dos tempos, conduziu à criação de uma linguagem específica para
interpretação desses fenômenos observados e estudados.
114
Com o desenvolvimento da ciência Química, foi necessário desenvolver
símbolos, palavras, com o objetivo de referência e de sistematização de informações advindas de estudos, experimentos e reflexões executados pelo homem.
Assim, foi criada uma linguagem química universal, permitindo a explicação
dos saberes descobertos, comprovados, previstos entre os homens, independentemente de onde ocorra tais ações científicas.
Exemplos de linguagens em diferentes campos de atuação
futebol
automobilismo
matemática
informática
gol
fórmula 1
número
hardware
impedimento
ultrapassagem
logaritmo
download
escanteio
linha de largada
cosseno
web
tiro de meta
pit stop
ângulo
site
9.1.1. A importância da linguagem química
Roque e Silva (2005) atestam que
As transformações materiais – reações químicas – fazem parte dos processos
naturais, e estão presentes no dia a dia do ser humano desde tempos imemoriais. Um dos fenômenos químicos mais comuns é a transformação do dióxido
de carbono (CO2) e da água (H2O) presentes na atmosfera em folhas, galhos,
raízes, frutos e flores, em suma, no corpo dos vegetais. A combustão também é
outra transformação da matéria muito comum. Entre as reações de combustão
estão a queima de lenha, de carvão, dos combustíveis de veículos, e de gás de
cozinha. A corrosão de metais, como a do ferro produzindo a ferrugem, é, também, uma transformação facilmente observável.
No entanto, somente há cerca de 200 anos surgiu uma teoria que explica e descreve satisfatoriamente essas transformações, bem como tantos outros
fenômenos químicos.
Várias teorias foram propostas para explicar a formação e a transformação
da matéria no transcorrer das civilizações. A teoria atômica empregada hoje só
começou a ser considerada após as argumentações de Dalton (1766-1844).
115
Uma grande dificuldade para o entendimento dos fenômenos químicos
está em se conhecer a constituição das substâncias que formam os organismos
vivos e os objetos.
A teoria atômica possibilitou uma descrição mais ampla e profunda
do mundo material, justificando sua enorme diversidade. Após muitas
investigações, teorias e comprovações experimentais, a ciência química hoje
considera que a matéria é constituída por substâncias que por sua vez são
compostas por átomos, que se ligam formando moléculas ou íons. Somente
determinados gases, conhecidos como gases nobres, são constituídos por
átomos isolados. Outros átomos se unem de uma forma específica formando
os metais. As menores porções de matéria que podemos perceber visualmente
correspondem aos aglomerados de quintilhões, ou mais, de átomos (partículas
muito pequenas).
Por meio dos sentidos, não se pode perceber as estruturas de átomos e
moléculas (partículas minúsculas). Portanto, o estudo do imperceptível foi um
grande obstáculo para o homem. Constitui ainda um grande desafio para a
Química a correlação entre o comportamento de átomos e moléculas (microcosmo) e as propriedades das substâncias (sistema macroscópico); consequentemente, é também um desafio para o ensino de Química.
Para estabelecer essa correlação, o homem precisou criar uma linguagem para discutir átomos, íons e moléculas. De acordo com Vigotsky, toda linguagem desenvolve-se na mesma medida que as estruturas do pensamento
evoluem do concreto para o abstrato e vice-versa. A linguagem da Química
descreve através de modelos, representados por fórmulas estruturais, equações, gráficos e figuras, as coisas do mundo como compreendidas pelo químico. Para estudar e entender a ciência química é necessário em primeiro lugar
aprender essa linguagem. As dificuldades de aprendizagem da linguagem da
química estão associadas à distinção em relação à linguagem comum, à sua
especificidade quase hermética e, muito provavelmente, às dificuldades em se
estabelecer as necessárias relações entre os entes químicos do mundo microscópico e do macroscópico.1
1
Recomendamos a leitura do livro de Vigotsky (2000), A construção do pensamento e da
linguagem.
116
9.1.2. Aplicando a linguagem química
A importância da criação e do uso da linguagem química para descrever uma transformação pode ser ilustrada, por exemplo, com a ocorrência de
uma reação de combustão. Esse exemplo é bastante interessante porque além
de ser uma transformação química de grande importância social e cultural, o
fenômeno da combustão usualmente está presente no cotidiano das pessoas.
A reação de combustão do etanol na presença do gás oxigênio (O2), presente no ar que respiramos, mesmo que os reagentes estejam em contato e na
temperatura ambiente, só será iniciada, por exemplo, na presença da chama
de um fósforo. Por meio da linguagem química, representamos as espécies (reagentes) participantes do processo por: etanol e gás oxigênio e/ou C2H6O(l) e
O2(g).
A partir do conhecimento estabelecido, não é possível ocorrer reação
quando essas substâncias estão simplesmente em contato. Nesse caso, a reação
só pode ocorrer quando se tem as condições necessárias no meio reacional,
por exemplo, reagentes mais a reação ser iniciada pelo calor da chama de um
fósforo aceso. Ao se processar a reação química – a combustão do etanol –, é
crucial o entendimento de que as substâncias originais ou de partida (denominadas reagentes) deixam de existir e ocorre produção de novas substâncias
(denominadas produtos).
O uso de uma seta (→) é conveniente para indicar o que se tem de um
lado e do outro lado da reação, ou seja, as substâncias reagentes antes da transformação química deixam de existir (ao menos parte delas) para dar lugar a
novas substâncias (produtos). Em resumo, a direção da seta indica o processo
de produção de novas substâncias (os produtos) à custa do consumo das substâncias reagentes. Os produtos não surgem do nada, mas sim da reação entre
as substâncias reagentes, ou seja, da transformação de reagentes em produtos.
Pela representação da combustão de etanol, podemos verificar que algo permanece no decorrer da transformação química: os átomos.
117
Representações do fenômeno da combustão do etanol:
(I) As substâncias etanol [C2H6O(l)] e gás oxigênio [O2(g)], em contato, reagem
entre si ao se iniciar a combustão com uma chama (fósforo aceso). Essas substâncias são consumidas e a reação para quando um dos reagentes termina. À
medida que os reagentes são consumidos há a formação de água [H2O(l)] e gás
carbônico [CO2(g)];
(II) etanol + gás oxigênio
(III) C2H6O(l) + O2(g)
iniciada a reação com chama
em certas condições
água + gás carbônico
H2O(l) + CO2(g)
Toda a complexidade de entendimento do que seja uma transformação
química só é possível pelo uso dos verdadeiros conceitos químicos. A linguagem de representação do fenômeno da combustão do etanol foi elaborada
para facilitar a constituição do pensamento e dos conceitos químicos.
Tal reação pode ser mais descritiva, expressando uma sequência mais
observável (I) ou mais abstrata, através da simbologia química usual (III). A representação mais usual de uma reação química (ver III), embora incompleta por
não contemplar ainda o acerto de coeficientes, utiliza uma simbologia própria
da química. A utilização dos símbolos (letras) que compõem as fórmulas químicas (C para carbono, H para hidrogênio e O para oxigênio), destaca que os
mesmos símbolos que aparecem nos reagentes aparecem nos produtos, mas
em arranjos moleculares diferentes. A preocupação em mostrar a equação da
referida reação, foi escrita apenas com o tipo de símbolo, não com o número
de vezes que este aparecia. Esses símbolos (letras), que representam estruturas
fundamentais e que não se modificam na transformação química, passaram a
ser chamados de átomos.
118
Capítulo 10
Os símbolos químicos
N
a Química, quando falamos e escrevemos sobre a matéria e suas transformações, usamos símbolos, fórmulas e equações para indicar: (i) o(s)
elemento(s); (ii) a quantidade de cada elemento; e (iii) a combinação
dos elementos e como variam durante a transformação da matéria ou mudança química. Portanto, é essencial trabalhar com o uso de simbolismo para efetivamente estudar e expressar fenômenos químicos. Desta forma, a Química,
assim como a Música, a Computação e a Eletrônica (apenas para citar alguns
exemplos), utiliza-se de representações que podem ser entendidas por qualquer pessoa familiarizada com elas.
Para indicar elementos, a química usa abreviações que são mais rapidamente escritas que o nome completo. Essas abreviações são denominadas de
símbolos. Os símbolos químicos são os diferentes signos abreviados, envolvendo atualmente uma ou duas letras, utilizados para identificar e representar os
átomos de um elemento. A Química é uma ciência e sua notação científica é
universal. Por convenção, os símbolos provêm do nome dos elementos em latim ou grego, independente de seu nome específico na língua de cada país. Por
exemplo, o símbolo Fe vem do latim ferrum, e seu nome é ferro, em português,
fer em francês, iron em inglês.
Os primeiros registros da utilização de códigos associados à linguagem
química remontam ao tempo dos alquimistas. Estes, apesar de serem influenciados por ideias místicas, como a busca da pedra filosofal e do elixir da lon-
119
ga vida, buscavam explicações racionais para alguns fatos, como o segredo da
transformação da matéria, que os levaram ao conhecimento do comportamento e das propriedades de várias substâncias puras.
10.1. Evolução histórica
10.1.1. Os símbolos dos alquimistas
Os alquimistas fizeram grande esforço para conservarem secretos seus
conhecimentos, tornando seu ofício uma profissão misteriosa. Eles sabiam que
perderiam a posição de destaque e prestígio se a prática da Alquimia se tornasse conhecida. Em consequência, introduziram símbolos estranhos e enigmáticos para que apenas alguns pudessem interpretar aquela escrita, que por muito
tempo obscureceu a história dos primeiros passos da Química. Apresentamos,
em seguida, exemplos de símbolos estranhos e enigmáticos utilizados na época dos alquimistas.
120
Alguns símbolos da Alquimia
Não havia uniformidade entre os símbolos empregados por diferentes
autores e tão pouco qualquer lógica. Esse processo misterioso de símbolos associados a nomes precisava ser abandonado para que se pudesse organizar
um sistema racional de notação química, de fácil entendimento por todos, que
facilitasse a comunicação entre cientistas, possibiltando progresso da ciência
Química mais rápido e amplo.
121
Símbolos alquímicos dos elementos
10.1.2. Os símbolos do Méthode de Nomenclature Chimique
No final do século XVIII e princípios do XIX, propostas foram feitas com
o objetivo de sistematizar os símbolos dos elementos químicos. Entre as principais, destacamos as que apareceram no livro dos químicos franceses Guyton de
Morveau, Berthollet, Fourcroy e Lavoisier, do ano 1787, Méthode de Nomenclature Chimique, no qual eles estabelecem o sistema de nomenclatura química
racional atual. Essa importante obra apresenta os novos símbolos dos elementos químicos que foram inventados especificamente pelos químicos franceses
Jean Henri Hassenratz (1755-1827) e Pierre Auguste Adet (1763-1832); trata-se de
línhas, círculos, triângulos etc. Os grupos, conhecidos hoje como sulfato, oxalato, fosfato, entre outros, também têm símbolos específicos independentes da
sua composição.
10.1.3. Os símbolos de John Dalton
O químico inglês John Dalton (1766-1844), em seu livro A New System of
Chemical Philosophy (1808), também fez uma tentativa de racionalização da lin-
122
guagem química. Utilizou círculos, com diferentes figuras no seu interior, para as
representações dos elementos químicos.
Elementos simples
123
Símbolos de elementos e substâncias utilizados por Dalton
124
10.1.4. Os símbolos de Berzelius
Nos séculos XVIII e XIX, os químicos da época utilizavam uma variedade
de símbolos e abreviaturas, de certa forma confusa e com interpretações diferentes para o mesmo símbolo. Como exemplo dessa época, citamos a fórmula
H2O2, que para alguns químicos representava água e, para outros, peróxido de
hidrogênio. Os relatos mostram que não havia ainda uma única representação
de uma dada molécula adotada por todos.
Jöns Jacob Berzelius (químico sueco, 1779-1848) propôs que os elementos
fossem designados por abreviaturas baseadas nos respectivos nomes em grego ou latim. Detalhou então na sua escrita que, por exemplo, o elemento fósforo, em latim phosphorum, fosse representado pela letra P; o elemento prata, em
latim argentum, fosse representado pela letra Ag. Como o latim era falado em
grande parte do mundo ocidental, os símbolos/abreviaturas ou representações
dos elementos químicos estão vinculados à escrita do mesmo em latim.
Com essa proposta, Berzelius introduziu uma linguagem geral para os
elementos e compostos químicos. Por exemplo, o elemento oxigênio, com símbolo O: em holandês sua grafia é zuurstof, em italiano ossigeno, em chinês yang
qi, e em português oxigênio. A partir dessa proposta os químicos foram incorporando a nova forma de representação, e a linguagem química passou a ter
uniformização de escrita, permitindo a todos entender as formulações químicas
nos trabalhos dos cientistas (independente da língua do país).
Assim, cada elemento químico, natural ou sintetizado, deve ser representado por um símbolo que o identifique universalmente.
A representação dos elementos químicos proposta por Berzelius, em
1813, tem as características (a maior parte em latim):
--
Os símbolos dos elementos químicos devem ser representados por letras.
--
Os elementos denominados não metais foram representados com apenas
uma letra.
125
--
Os elementos denominados metálicos, Berzelius empregou duas letras. A
primeira letra do símbolo em maiúscula, e a segunda em minúscula. Exemplos: cuprum – Cu (cobre); aurum – Au (ouro); stannum – Sn (estanho).
--
As combinações de elementos nos compostos criou um sistema que não
se manteve. Por exemplo, o óxido de cobre foi sugerido ser representado
como Cü, que simbolizaria o elemento oxidado. Hoje os óxidos são simbolizados com o oxigênio.
--
Indicação do número de átomos num composto, foi proposto índices
sobrescritos. Por exemplo: H2O, representação da molécula água (dois hidrogênios e um oxigênio).
A essência da proposta de Berzelius é ainda utilizada.
10.2. Os símbolos modernos
Atualmente, como regra geral, utilizamos o sistema de Berzelius com modificações, a saber:
-- Há elementos químicos que são metais e são denominados com uma
letra apenas: o potássio (K), o vanádio (V), o tungstênio (W), o ítrio (Y)
e o urânio (U). Mas a maioria segue o sistema de Berzelius.
-- Há alguns elementos não metálicos que são indicados com duas letras: os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn), o selênio (Se), o bromo
(Br) e o astato (At). Os semimetais (Si, Ge, As...) são simbolizados com
duas letras.
-- Os símbolos dos elementos são mantidos nos seus compostos, por
exemplo, o sulfato de cobre (II) é simbolizado por CuSO4, em que se
126
indicam os três elementos que fazem parte do composto: cobre, enxofre e oxigênio.
-- O número de átomos num composto é indicado com um subíndice.
Assim, atualmente, representamos a água formada por dois átomos
de hidrogênio e um de oxigênio como H2O.
Os nomes e os símbolos redefinidos não foram usados extensivamente
até boa parte do século XIX. Eles ajudaram, entretanto, a compreender as grandes descobertas do século XVIII. Ainda hoje, restam vestígios de nomes que
resistiram à evolução da linguagem química.
127
Nomes de compostos que não foram adequados às regras de nomenclatura atuais
Nome popular
Nome científico
acetileno
etino
anilina
fenilamina
azinavre
sulfeto de mercúrio
bauxita
óxido de alumínio
blenda
sulfato de zinco
bórax
borato de sódio
branco de prata
hidrocarbonato de chumbo
branco de troyes
carbonato de cálcio
branco de zinco
óxido de zinco
cal extinta
hidróxido de cálcio
cal viva
óxido de cálcio
carborundum
carbureto de silício
carbureto
carbureto de cálcio
cianureto
cianeto de potássio
crê
carbonato de cálcio
galena
sulfeto de chumbo II
gesso
sulfato de cálcio
glicerina
1,2,3 propanotriol
grisu
metano
litargírio
óxido de chumbo
magnésia
óxido de magnésio
mínio/zarcão
tetróxido de trichumbo
potassa cáustica
hidróxido de potássio
propana
propano
sal amargo
sulfato de sódio
sal de cozinha
cloreto de sódio
128
Capítulo 11
O nome dos elementos
A
origem do nome dos elementos químicos é bastante variada. Muitas vezes, os nomes foram relacionados a propriedades físicas dos elementos
como a cor, o odor; outras vezes, homenageando seus descobridores.
11.1. Nomes dos elementos até o férmio (Fm, número atômico 100)
Como fator histórico, vamos destacar a descoberta dos elementos, sua
linguagem – símbolos – e sua classificação que levou à proposta de uma tabela, constituindo mais tarde a tabela periódica dos elementos. Primeiro, temos a
fase de elementos até o férmio, número atômico 100; depois, a fase de elementos classificados em sequência ao férmio, ou seja, número atômico maior que
100, classificados ou entendidos como elementos transférmios.
Assim, apresentaremos alguns elementos e respectivos nomes/origem
até o elemento férmio. Os elementos ouro, prata, estanho, mercúrio, cobre,
chumbo, ferro, enxofre e carbono, foram descobertos até o período da Idade
Média, e receberam seus símbolos (linguagem) a partir de seus nomes em latim. Apresentamos tais elementos, respectivos símbolos e significados.
129
Elementos, símbolos, nomes e significados
Elemento
Nome em latim
Significado
Símbolo
Ouro
Aurun
Amarelo
Au
Prata
Argentun
Brilhante
Ag
Carbono
Carbon
Carvão
C
Estanho
Stanum
Fácil de fundir
Sn
Outros elementos descobertos tiveram seu nome associado a deuses
mitológicos e planetas, e à uma particularidade ou característica, como, por
exemplo, o mercúrio: deus grego associado à rapidez, à astúcia e aos exercícios
ginásticos.
Em função desse desenvolvimento de descobertas e nomes designados,
era crescente o acaso da denominação de nomes, principalmente por não se
relacionar com a propriedade de cada elemento. Assim, Lavoisier, em 1787, propôs que os nomes dados aos elementos (novos/descobertos), a partir daquele
momento, deveriam estar associados às suas propriedades.
Então, os novos elementos descobertos receberam seus símbolos e nomes segundo a recomendação de Lavoisier. Nessa sequência, ocorreu: (i) alguns
nomes tiveram origem do grego para proposição do símbolo, a saber: hidrogênio (H) de hydros-gen, “gerador de água”; oxigênio (O), de oksys-gen, “gerador de
ácidos”; nitrogênio (N) de nitron-gen, “gerador de salitre”; bromo (Br), de bromos,
“mau cheiro”; e argônio (Ar), de a-ergon, “não reage”; (ii) alguns nomes, além da
origem do latim, também foram associados à cor das substâncias formadas, por
exemplo: cloro (Cl), de khloros, “amarelo-esverdeado”; iodo (I), de iodes, “violeta”;
irídio (Ir), de íris, deusa grega mensageira que vinha à Terra pelo arco-íris, apresenta várias cores; ródio (Rh), de rhodon, “rosa”; e cromo (Cr), de khroma, “cor”
numa alusão às muitas cores dos compostos do metal.
130
Significado do nome de alguns elementos
Elemento
Nome em grego
Significado
Símbolo
Hidrogênio
Hydros-gen
gerador de água
H
Oxigênio
Oksys-gen
gerador de ácidos
O
Nitrogênio
Nitron-gen
gerador de salitre
N
Bromo
Bromos
mau cheiro
Br
Argônio
A-ergon
não reage
Ar
Cloro
Khloros
amarelo-esverdeado
Cl
Iodo
Iodes
violeta
I
Irídio
Íris
deusa grega mensageira que vinha à Terra
pelo arco-íris
Ir
Ródio
Rhodon
rosa
Rh
Cromo
Khroma
cor, numa alusão às muitas cores dos compostos do metal
Cr
Como esperado, a denominação de nomes de alguns elementos descobertos, contrariamente à sugestão de Lavoisier, tiveram seus nomes associados
a planetas, figuras mitológicas, superstições, homenagens ou lugares. O quadro
a seguir apresenta elementos químicos descobertos com denominação de nomes de origem celeste. Interessante destacar que na evolução das descobertas
de elementos, netúnio e plutônio receberam esses nomes em função de seus
números atômicos estarem em sequência ao do urano, tendo todos eles nomes com origem celeste (planetas). A denominação do elemento cério foi em
referência à descoberta, dois anos antes, do primeiro esteroide que recebeu o
nome de Ceres (deusa romana do milho e da colheita).
131
Elementos com nomes relacionados a corpos celestes
Elemento
Corpo celeste relacionado
Símbolo
Hélio
Sol
He
Telúrio
Terra
Te
Selênio
Lua
Se
Urânio
Urano
U
Netúnio
Netuno
Nu
Plutônio
Plutão
Pu
Cério
Ceres
Ce
Como já mencionado, a denominação de nomes a elementos químicos
descobertos continuou ainda tendo como referência entidades mitológicas, a
saber: (i) promécio, de Prometeu, personagem da mitologia grega; (ii) vanádio,
de Variadis, deusa escandinava da beleza; (iii) titânio, de Titãs, os primeiros filhos
da terra; (iv) tântalo, de Tãntalo da mitologia grega; (v) nióbio, de Níobe, filha
de Tântalo, devido a ser muito parecido com tântalo e ambos encontrados na
mesma rocha; (vi) tório, de Thor, deus escandinavo da guerra.
Além disso, alguns nomes fizeram referência a espíritos demoníacos,
como: (i) o cobalto, que vem de Kobolt, espírito demoníaco germânico que
acreditavam estar presente quando a mineração de cobre tinha baixos rendimentos; e (ii) o níquel, que deriva de Nickel, nome em alemão para o “diabo”.
Juntamente a nomes mitológicos, espíritos demoníacos, ocorreram também nomes em homenagem a lugares e cientistas. No caso de lugares, apresentamos os elementos químicos: amerício, que homenageou a América; califórnio,
homenageando a Califórnia; e o germânio, homenagem para a Alemanha. No
caso de cientistas, apresentamos os elementos químicos: einstênio, homenageando Albert Einstein e mendelévio, que homenageou Dmitri Mendeleev.
132
Analisando os nomes dados aos elementos químicos descobertos, podemos constatar uma diversidade que nos mostra aspectos interessantes da história da Química, revelando hoje como os interesses, e o modo de ver o mundo,
dos cientistas mudaram com o passar dos tempos.
11.2. Elementos transférmios
A Iupac (International Union of Pure and Applied Chemistry) através do
CNIC (Committee on Nomenclature of Inorganic Chemistry) comunicou, em 30
de agosto de 1997, que os nomes e os símbolos dos elementos transférmios
(número atômico maior que o do férmio) seriam:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
101 – mendelévio (Mendelevium) – Md
102 – nobélio (Nobelium) – No
103 – laurêncio (Lawrencium) – Lr
104 – ruterfórdio (Rutherfordium) – Rf
105 – dúbnio (Dubnium) – Db
106 – seabógio (Seaborgium) – Sg
107 – bóhrio (Bhorium) – Bh
108 – hássio (Hassium) – Hs
109 – meitnério (Meitnerium) – Mt
110 – Foi denominado provisoriamente pela Iupac de “ununnilium”, finalmente de darmstádio (símbolo Ds), em agosto de 2003, em homenagem à
cidade de Darmstadt
111 – O nome roentgênio (símbolo Rg) foi aceito como permanente em 1º
de novembro de 2004, em homenagem a Wilhelm Conrad Roentgen. Antes desta data, o elemento era conhecido, sob as recomendações da Iupac,
pelo nome “ununúnio”, símbolo Uuu. Algumas pesquisas atribuíam-lhe o
nome “eka-ouro”, pela semelhança com as características do ouro.
112 – Foi denominado provisoriamente de “ununbio”, representado por
Uub. Em 2010, recebeu o nome de Copérnio (símbolo Cn), em homenagem
a Nicolaus Copernicus.
133
Os isótopos com números atômicos 113 e superiores, ainda não foram nomeados, adotando nomes provisórios relativos a seu número atômico em latim,
como ununtrio (símbolo Uut), um-um-três, elemento 113, e assim por diante, até
o ununoctio (Uuo), um-um-oito, elemento 118, que encerra a tabela, completando a última família da tabela periódica.
134
Capítulo 12
Fórmulas químicas
S
empre que nos referimos a uma espécie química devemos usar a simbologia adequada que represente claramente o que se quer tratar. Para os
elementos, usamos os símbolos químicos, abreviação contendo até duas
letras, do nome em latim ou grego. Para representar a composição química das
substâncias, são utilizados os símblolos químicos dos elementos, constituindo
a linguagem química do composto. E, para os compostos ou substâncias, de
qualquer natureza, usamos as fórmulas químicas.
A fórmula é um símbolo único ou um grupo de símbolos que rerpesenta
a composição de uma substância. Os símbolos numa fórmula identificam os
elementos presentes na substância. Exemplos:
•
•
•
KCl é a fórmula da substância cloreto de sódio (sal), que identifica os elementos K (potássio) e Cl (cloro) como constituintes da referida substância.
A fórmula de KCl indica também a presença de números iguais de átomos
dos elementos K e Cl;
no caso da água, fórmula H2O, indica que o composto ou a molécula contém 2 átomos de H (hidrogênio) e 1 átomo de O (oxigênio);
a fórmula do sulfato de alumínio, Al2(SO4)3, especifica: (i) cada grupo sulfato
contém 1 átomo de S e 4 de O; (ii) contém 2 átomos de Al para cada grupo
de sulfato, SO4; e (iii) a fórmula Al2(SO4)3 mostra o total de 2 átomos de Al
(alumínio), 3 átomos de S (enxofre) e 12 de O (oxigênio).
135
Assim, na escrita da fórmula química de um composto ou de uma substância química, são colocados os símbolos dos elementos químicos constituintes desse composto, seguidos individualmente por números subescritos (exceto no caso em que for o número 1), indicando a quantidade relativa ou a
proporção molar ou atômica de cada elemento presente na substância.
Com o avanço da Química, a fórmula também pode representar o tipo
de ligação química que ocorre entre os átomos formadores da substância. Para
isso, há alguns tipos de representações adequadas que veremos em sequência.
12.1. Fórmula molecular
Indica o numero real de átomos de uma molécula. Mas não indica as ligações entre esses átomos e a distribuição eletrônica em tais ligações. Por exemplo, a fórmula molecular de H2O indica exatamente a presença de 2 átomos de
H e 1 de O.
A carga em um átomo particular pode ser representada com um sobrescrito do lado direito. Por exemplo, Na+ ou Cu2+. A carga total em uma molécula ou em um íon poliatômico pode também ser mostrada dessa maneira. Por
exemplo: carbonato (CO32-) ou sulfato (SO42-).
Muitos compostos não contêm moléculas e sim partículas denominadas
íons. Estes são átomos ou grupos de átomos eletricamente carregados ou apresentam carga, por exemplo, K+Cl-.
Para íons mais complexos, os colchetes [ ] são usados frequentemente
para incluir a fórmula iônica, como do dodecarborato [B12H12]2-. Os parênteses ( )
podem ser agrupados dentro dos colchetes para indicar uma unidade repetida,
como [Co(NH3)6]3+. Aqui, (NH3)6 indica que o íon contem seis grupos NH3, e os
colchetes [ ] incluem a fórmula inteira do íon com a carga +3.
Para a construção da fórmula molecular dos compostos inorgânicos, em
geral, associa-se os constituintes dos compostos de acordo com a classe a que
pertencem, a saber:
136
•
•
•
•
•
Óxidos iônico ou molecular: são compostos binários formados por oxigênio e outro elemento químico. A fórmula exibe o oxigênio precedido pelo
símbolo do outro elemento. Exemplos: MgO, CO, SiO2.
Ácidos: a fórmula é constituída pelo hidrogênio seguido do não metal, ou
de um grupo aniônico. Exemplos: HCl, H2SO4.
Hidróxidos: a fórmula é constituida pelo cátion metálico precedendo o íon
hidróxido. Exemplos: Mg(OH)2, Al(OH)3.
Sais: a fórmula exibe o cátion seguido pelo ânion. Exemplos: KCl, ZnBr2,
PbCO3, FeCl3.6H2O.
Hidretos: a fórmula exibe o cátion seguido pelo íon hidreto. Exemplos:
NaH, BeH2.
A fórmula dos compostos orgânicos, como dos inorgânicos, deve contemplar todos os átomos que constituem o composto: os átomos da cadeia
de hidrocarbonetos, todas as ramificações e grupos funcionais presentes. No
entanto, em alguns casos a fórmula molecular não está relacionada a uma única
substância.
Veja a seguinte fórmula molecular: C3H6O. A partir dela, pode-se concluir
que em 1 mol dessa substância existem 3 mols de átomos de carbono, 6 de
hidrogênio e 1 de oxigênio. Porém, não podemos saber a qual substância ela se
refere, porque duas substâncias possuem essa fórmula:
Uma cetona: propanona (dimetilcetona ou acetona) (H3C – CO – CH3).
Um aldeído: propanal (propaldeído) (H3C – CH2 – CHO).
Pode-se observar que a fórmula molecular pode não determinar a substância,
principalmente na química orgânica. Porém, ela pode ser muito útil quando se
deseja simplificar equações de reações químicas.
Fórmulas mais completas que a molecular e, também, mais utilizadas na
Química Orgânica, são a fórmula estrutural e a fórmula eletrônica ou de Lewis.
137
12.2. Fórmula estrutural
Denominada, também, de fórmula de Couper. Representa todos os átomos do composto e suas ligações. Há dois tipos de fórmula estrutural, a completa e a condensada.
Completa: apresenta todos os átomos do composto, o tipo de ligação entre
eles (simples, dupla ou tripla), indicado por traços ou linhas, além de mostrar o
grupo funcional, desenhado de forma não linear e apresentando cada átomo
de cada elemento, e como se ligam entre si.
H
H
H
H
C
C
H
H
O
C
H
H
O
H
C
C
C
H
propanal
H
propanona
H
Condensada: apresenta de forma linear, colocando os símbolos dos elementos
com subscrito relativo, na sequência correta do composto ou substância química, como podem ser vistas as fórmulas condensadas de propanona e propanal:
propanona (dimetilcetona ou acetona): H3C – CO – CH3
propanal (propaldeído): H3C – CH2 – CHO
138
Condensada linear: nesse caso, a fórmula é apresentada na forma de
segmento de retas (linhas), nos quais os carbonos e os hidrogênios ligados a eles ficam subentendidos (cada extremidade da linha subtende-se
ter um átomo de carbono, como cada átomo de carbono pode ter 4
ligações, quando não especificado deve ser subentendido ter ligações
com átomo de H, completando as quatro ligações). Os heteroátomos são
representados, assim como grupos funcionais, quando necessários.
O
propanal
H
O
propanona
12.3. Fórmulas eletrônica ou de Lewis
A fórmula eletrônica ou representação de Lewis é um tipo mais completa,
mesmo que não muito utilizada, pois exige muito tempo para ser elaborada.
Representa todos os elétrons da última camada de cada átomo, bem como
cada ligação (covalente simples, covalente dativa e iônica). Tal fórmula tem fundamento segundo a regra do octeto: cada átomo necessita ter a última camada
de valência (elétrons) completa.
Representação de Lewis para o elemento químico: a representação dos
elétrons da última camada do átomo é dada pelo símbolo (●), ao redor do símbolo do elemento químico.
139
Hidrogênio – 1 elétron na última camada eletrônica
H
Hélio – 2 elétrons na última camada eletrônica
He
Oxigênio – 6 elétrons na última camada eletrônica
O
Representação de Lewis para o composto: para a representação de
compostos, é utilizado a sua fórmula estrutural completa, em que os elétrons
são mostrados na forma de pontos colocados na extremidade de cada traço
que representa a ligação estabelecida entre os átomos. Podemos ter ligaçao
simples (-), ligação dupla (=) e ligação tripla (≡). Nesse tipo de representação
não são colocados os elétrons que não estabelecem ligações químicas entre
os átomos.
- Composto molecular, ligações covalentes.
propanona
H
H
O
H
C
C
C
H
H
H
140
- Composto iônico, ligações iônicas.
iodeto de potássio
K+
-
I
ácido sulfúrico
O
H
O
S
O
O
H
H
12.4. Fórmula empírica
A fórmula empírica de uma substância química é a expressão mais simples do número relativo de cada tipo de átomo ou da relação dos elementos
no composto. Por exemplo, a fórmula molecular da água é H2O, e a empírica é
também H2O, visto que a razão mais simples é 1 H para 2 O. No caso do benzeno, a fórmula molecular C6H6 indica a relação de 6 átomos de C para 6 de H e a
relação mais simples é 1 de C para 1 de H. Portanto, para o benzeno a fórmula
empírica é CH. Uma fórmula empírica não faz nenhuma referência a [ref. 23]
isomerismo, estrutura, ou número absoluto dos átomos.
Outro exemplo: o hexano tem uma fórmula molecular de C6H14, ou estrutural CH3 − CH2 − CH2 − CH2 − CH2 − CH3, implicando ter uma estrutura de
cadeia de 6 átomos de carbono, e 14 átomos de hidrogênio. A fórmula empírica
para o hexano é C3H7, que indica relação de 3 C para 7 H. Do mesmo modo, a
fórmula empírica para peróxido de hidrogênio, H2O2, é simplesmente HO, que
expressa a relação de 1:1 de elementos componentes.
141
12.5. Outras representações importantes numa fórmula química
Polímeros
Polímero constitui repetição de uma unidade de estrutura molecular, por
exemplo: uma molécula orgânica que é descrita pela fórmula CH3(CH2)50CH3. Ela
indica uma molécula com 50 unidades de CH2 repetidas.
No caso do composto ter repetições de unidades (por exemplo, CH2), e o
número de unidades repetitivas for desconhecido ou variável, a letra n pode ser
usada como indicativo: CH3(CH2)nCH3.
Isótopos
Para falarmos sobre isótopos, precisamos mencionar o número de massa
(A) e o número atômico (Z). Número de massa corresponde à soma do número
de prótons e nêutrons de um determinado átomo. E o número atômico corresponde à quantidade de prótons no núcleo de um determinado átomo. Átomos
com mesmo número atômico correspondem ao mesmo elemento químico. A
representação de Z e A de um determinado átomo é: Z XA ou ZAX.
Isótopos são átomos que exibem propriedades químicas idênticas, mas
que diferem no número de massa, ou seja, átomos contendo igual número atômico e diferentes números de massa são isótopos entre si. Os átomos podem
ser classificados em radioativos (que em geral são mais instáveis) e não radioativos. Por exemplo:
1
H1, denominado de prótio, é o mais abundante na natureza (99,9%) e o
mais estável;
2
H1, denominado de deutério, presente em cerca de 0,017% na natureza, é
isótopo radioativo e é utlizado na fabricação das bombas de hidrogênio;
3
H1, denominado trítio, ocorre em quantidades menores e também é radioativo.
142
Outros tipos de isótopos radioativos e sua aplicação:
235
U92 – usado para construir reatores nucleares e bombas atômicas.
60
Co27 – utilizado no tratamento de tumores.
14
C6 – está presente numa proporção constante nos seres vivos. Pelo seu
tempo de meia-vida (~5600 anos) é utilizado para verificar a provável época do
cadáver ou do fóssil animal e vegetal.
Os compostos, em sua constituição, também podem conter isótopo radioativo. Nesse caso, esse isótopo deve ser mencionado na fórmula. Por exemplo: o íon fosfato que contem fósforo-32 radioativo deve ser escrito como:
32
PO43-.
Ao escrever equações para as reações nucleares, a indicação correta do
isótopo é muito importante para mostrar claramente as variações que ocorrem
durante o processo.
143
Capítulo 13
As equações químicas
Quando discutimos ou falamos de reações químicas, representamos as
reações por meio de equações químicas.
A equação química é o modo adequado de expressar a transformação
química, qualitativa e quantitativamente, de maneira precisa e breve. Essa ferramenta tem como objetivo usar fórmulas, dos reagentes e dos produtos, para
representar o rearranjo dos átomos que ocorre na reação química. Através de
notações específicas uma equação química também indica as trocas térmicas
que acompanham o fenômeno químico, ou seja, se uma reação desprende ou
absorve calor.
As [ref. 30] reações nucleares são representadas pelas equações nucleares
exibindo a [ref. 36] transmutação de um elemento em outro, bem como todas
as partículas envolvidas no processo nuclear.
Qualquer que seja a equação é imprescindível que ela represente os fenômenos que realmente ocorrem; que contenha todas as substâncias envolvidas
na transformação; e que obedeça à lei da conservação da matéria, enunciada
por Lavoisier.
13.1. Ferramentas das equações químicas
Vamos utilizar agora a equação química (equação simples) de quando
o hidrogênio (H2) reage com o oxigênio (O2) do ar para formar água (H2O)
(combustão).
144
A equação para essa reação é:
2 H2 + O2 → 2 H2O
ou
H2 + ½ O2 → H2O
(Equação 1)
Interpretamos o sinal + como “ reage com” e a seta → como “produz”.
À esquerda da seta estão as fórmulas das substâncias de partida e à direta a
fórmula da substância produzida, o produto. O uso da seta simples na equação
química indica, também, que se trata de uma reação irreversível (ocorre num
único sentido).
Uma dupla seta “
” informa que a reação é reversível, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Nesse caso, a reação da esquerda para a direita é
dita direta; e a da direita para a esquerda é inversa. Como exemplo, podemos citar a reação de produção da amônia a partir dos gases nitrogênio e hidrogênio:
N2(g) + H2(g)
2 NH3(g)
(Equação 2)
Os números diantes das fórmulas são os coeficientes, obtidos quando se
faz o balanceamento da equação, que representam a quantidade relativa de
cada substância, ou seja, a equação está devidamente balanceada.
Para especificar o estado físico dos participantes da reação química usamos os símbolos (s), (l), (g), e (aq) para sólido, líquido, gás e soluções aquosas,
respectivamente. Portanto, a equação 1 pode ser escrita da seguinte maneira:
(Equação 3)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Algumas vezes, as condições (como temperatura ou pressão) sob as quais
a reação ocorre aparecem acima ou abaixo da seta da reação. O símbolo Δ
(delta) é, em geral, colocado acima da seta para indicar o uso de aquecimento.
Por exemplo, a conversão de calcário em cal ocorre a 800°C e pode ser representada por:
CaCO3(s)
Δ
CaO(s) + CO2(g)
(Equação 4)
145
Há casos em que é necessário adicionar substância que acerela a velocidade de uma reação, denominado catalisador. Por exemplo, pentóxido de vanádio (V2O5) é um catalisador usado numa das etapas da produção industrial do
ácido sulfúrico. A presença do catalisador é indicada escrevendo a sua fórmula
sobre a flecha da reação:
2 SO2(g) + O2(g)
V2O5
2SO3(g)
(Equação 5)
Equação termoquímica é uma forma de se representar uma reação química, semelhante a uma equação química comum, no entanto, ela informa a
variação de entalpia resultante do processo, a pressão e a temperatura ambiente, podendo informar também os estados físicos dos reagentes e produtos.
Quando não são informadas a pressão e a temperatura, considera-se as condições ambiente padrão (também chamada de estado ou condição padrão de
uma substância), onde P (pressão) = 1 atm, e T (temperatura) = 25ºC, ou 298ºK.
Exemplo de reação termoquímica:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
ΔH = -240kJ/mol
Onde:
ΔH = variação da entalpia do sistema
kJ/mol = unidade de energia
(Equação 6)
146
Capítulo 14
Nomenclaturas dos compostos químicos
A União Internacional de Química Pura e Aplicada (International Union
of Pure and Applied Chemistry, Iupac) é uma organização não governamental internacional dedicada ao avanço da Química. Foi criada em março de
1919, em Genebra, e tem como membros as sociedades nacionais de química.
A Iupac é a autoridade reconhecida no desenvolvimento de padrões para a
denominação dos compostos químicos, mediante o seu Comitê Interdivisional
de Nomenclatura e Símbolos (Interdivisional Committee on Nomenclature and
Symbols).
O sistema de nomeação dos compostos químicos é denominado Nomenclatura Iupac. As regras para se nomear um composto e as recomendações
menos extensas são publicadas regularmente no Journal of Pure and Applied
Chemistry.
14.1. Objetivos da nomenclatura química
A função primária da nomenclatura química é garantir que cada nome se
refira a uma única substância. O [ref. 26] número CAS é um exemplo de nome/
designação que não atende a essa função: cada um se refere a um único composto simples, mas nenhum contém informação sobre a estrutura ou fórmula
química. Por exemplo: podemos adicionar [7647-14-5] à alimentação, mas não
[133-43-9], pois a primeira forma/numeração é o cloreto de sódio, e a segunda
é o cianeto de sódio.
147
Um nome comum muitas vezes será suficiente para identificar um composto num conjunto particular de circunstâncias. A palavra “sal” deve ser bem
explicitada em relação à aplicação com o tipo e fórmula química/nome. Pelas
regras da nomenclatura estabelecida pela Iupac para compostos inorgânicos, a
fórmula do sal de cozinha é NaCl. Isso impede que qualquer outro sal seja confundido com o NaCl, por exemplo, o cianeto de sódio que também é um sal.
14.2. Alguns aspectos do desenvolvimento histórico
Os nomes usados pelos alquimistas para vários compostos químicos não
estavam efetivamente de acordo com os objetivos da nomenclatura Iupac.
O primeiro sistema “moderno” de nomenclatura surgiu ao mesmo tempo que o
de distinção por Lavoisier entre elementos e compostos, no século XVIII. O químico francês Louis-Bernard Guyton de Morveau publicou suas recomendações
em 1782, esperando que seu “método constante de denominação” iria “ajudar
a inteligência e aliviar a memória”. O sistema foi refinado com a colaboração de
Berthollet, de Fourcroy e Lavoisier, e promovido posteriormente num livro-texto. O projeto foi exposto por Berzelius, que adaptou as ideias para a lingua alemã. As recomendações de Guyton cobriam apenas o que hoje conheceríamos
como compostos inorgânicos. Com a expansão massiva da química orgânica
por volta do final do século XIX e um maior entendimento das estruturas dos
compostos orgânicos, a necessidade por um sistema de nomenclatura menos
ad hoc foi sentida; assim, as ferramentas teóricas se tornaram disponíveis para
tornar isto possível. Uma conferência internacional ocorreu em Genebra no ano
de 1892, pelas sociedades de químicas nacionais, que aceitaram amplamente
as propostas de padronização levantadas. Uma comissão foi formada em 1913
pelo Conselho Internacional de Associações de Sociedades de Química, mas
seu trabalho foi interrompido pela Primeira Guerra.
Após a guerra, a tarefa passou para a recém-formada Iupac, que inicialmente
indicou comissões para nomenclatura orgânica, inorgânica e bioquímica, em
1921, e continua a fazê-lo até hoje em dia. (http://pt.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_IUPAC)
148
Nomes como “pó de Algarrotti”, “sal de Alembroth”, “água fagedênica”
ou “colcotar” nada revelavam sobre os componentes de um produto químico,
ou sobre a relação entre os diferentes produtos. Termos como “óleo de tártaro
pelo sino”, “óleo de vitríolo”, “manteiga de antimônio” ou “flores de zinco” são
ainda mais indesejáveis, porque nos conduzem a ideias erradas. Longe de se relacionarem com óleo, manteiga ou flores, tais produtos são, em sua maior parte,
venenos altamente tóxicos (violentos).
149
Capítulo 15
Nomenclaturas da Iupac para
compostos inorgânicos
Os compostos inorgânicos estão agrupados em famílias químicas segundo a sua estrutura, ou seja, de acordo com determinados grupos de átomos neles existentes, os quais são responsáveis pelos seus comportamentos químicos.
Assim, foram estabelecidas as seguintes famílias: óxidos; ácidos; hidróxidos; sais; hidretos.
O nome do composto vem em função da família química a que pertence
de acordo com regras de nomenclatura da Iupac.
15.1. Nomenclatura Iupac para as classes de compostos inorgânicos
Nomenclatura dos óxidos
Os óxidos são compostos binários formados por oxigênio e outro elemento químico, podendo ser tanto de natureza iônica como molecular.
Os óxidos iônicos são formados por íons óxido (O2-) e íons metálicos
nas devidas proporções estequiométricas, sendo o nome formado pelo termo
óxido seguido do nome do íon metálico presente.
150
Exemplos de óxidos metálicos
Fórmula química
Fórmula iônica
Na2O
(Na )2O
óxido de sódio
MgO
Mg2+O2-
óxido de magnésio
ZnO
Zn2+O2-
óxido de zinco
CuO
Cu2+O2-
óxido de cobre (II)
Fe2O3
(Fe3+)2(O2-)3
óxido de ferro (III)
+
Nome
2-
Os óxidos moleculares são formados por moléculas em que contém,
além do elemento oxigênio, um elemento não metálico, tendo o seu nome o
termo óxido seguido do nome do não metal, acrescentando um prefixo indicativo do número de átomos de oxigênio ou do não metal presentes na molécula,
podendo ser mono-, di-, tri- etc.
Exemplos de óxidos moleculares
Fórmula química
Nome
CO
monóxido de carbono
CO2
dióxido de carbono
SO2
dióxido de enxofre
SO3
trióxido de enxofre
SiO2
dióxido de silício
N2O4
tetróxido de dinitrogênio
Pode haver casos em que os óxidos tenham presente em sua fórmula o
íon O22-, o íon superóxido.
Exemplos de peróxidos moleculares
Fórmula química
Fórmula iônica
Na2O2
(Na )2O2
CaO2
Ca2+O22-
peróxido de cálcio
H2O2
(H+)2O22-
peróxido de hidrogênio
+
2-
Nome
peróxido de sódio
151
O peróxido de hidrogênio, não sendo um composto iônico, mas sim
molecular, tem o seu nome escrito de acordo com as regras utilizadas para as
fórmulas iônicas.
Nomenclatura dos ácidos
Os ácidos são designados hidrácidos caso sejam substâncias formadas
por hidrogênio e não metais, ou oxoácidos no caso de conter oxigênio e não
metais.
Em meio aquoso, tais moléculas sofrem uma ionização, com extensão
variável consoante a força do ácido, originando íons hidrogênio (H+) isto é, prótons, e íons correspondentes ao resto da molécula.
Ácidos inorgânicos e equação de ionização
Substância molecular
Equação de ionização
HCl (cloreto de hidrogênio)
ácido clorídrico: HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
HClO (hipoclorito de hidrogênio)
ácido hipocloroso: HClO(aq) → H+(aq) + ClO -(aq)
HClO2 (clorito de hidrogênio)
ácido cloroso: HClO2(aq) → H+(aq) + ClO2-(aq)
HClO3 (clorato de hidrogênio)
ácido clórico: HClO3(aq) → H+(aq) + ClO3-(aq)
HClO4 (perclorato de hidrogênio)
ácido perclórico: HClO4(aq) → H+(aq) + ClO4-(aq)
HNO3 (nitrato de hidrogênio)
ácido nítrico: HNO3(aq) → H+(aq) + NO3-(aq)
H3PO4 (fosfato de hidrogênio)
ácido fosfórico: H3PO4(aq) → 3 H+(aq) + PO43-(aq)
H2SO3 (sulfito de hidrogênio)
ácido sulfuroso: H2SO3(aq) → 2 H+(aq) + SO32-(aq)
H2SO4 (sulfato de hidrogênio)
ácido sulfúrico: H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)
Por definição, ácida é toda substância que em solução aquosa se dissocia em
íons, fornece prótons. A nomenclatura do ácido:
- quando o nome do ácido termina em “ídrico”, o nome do ânion termina em
“eto”; exemplo: ácido clorídrico e cloreto;
- quando o nome do ácido termina em “ico”, o nome do ânion termina em “ato”;
exemplo: ácido acético e acetato;
- quando o nome do ácido termina em “oso”, o nome do ânion termina em
“ito”; exemplo: ácido hipocloroso e hipoclorito.
152
Algumas vezes, o mesmo não metal forma ácidos diferentes e, desse
modo, haverá um número diferente de átomos de oxigênio presentes na molécula diferente.
Se forem apenas dois os ácidos que divergem no número de átomos de
oxigênio, o mais oxigenado termina em “ico” e o menos oxigenado termina em
“oso”. Se forem mais de dois os ácidos nessas condições, para fins de distinguí-los, acrescenta-se ao respectivo nome o prefixo “hipo” para o que tiver menos
átomos de oxigênio, e o prefixo “per” para o que tiver mais átomos de oxigênio.
Exemplo: ácido hipocloroso (HClO) e ácido perclórico (HClO3).
Nomenclatura dos hidróxidos
Os hidróxidos são constituídos por íons metálicos (cátions) e íons hidróxidos (ânions) OH-, possuindo em soluções aquosas propriedades básicas ou
alcalinas.
O seu nome forma-se acrescentando ao termo hidróxido o nome do cátion metálico presente.
Por definição, base é toda a substância que em solução aquosa origine
íons hidróxidos, OH-, embora numa definição mais abrangente base seja toda a
substância que atue como um “aceitador” (receptor) de prótons.
Fórmulas química, iônica e nome de hidróxidos
Fórmula química
Fórmula iônica
Nome
NaOH
Na+OH-
hidróxido de sódio
KOH
K+OH-
hidróxido de potássio
Mg(OH)2
Mg2+(OH-)2
hidróxido de magnésio
Ca(OH)2
Ca2+(OH-)2
hidróxido de cálcio
Al(OH)3
Al3+(OH-)3
hidróxido de alumínio
Nomenclatura dos sais
Os sais são compostos iônicos constituídos por cátions, excetuando o íon
hidrogênio (H+), e por ânions, excetuando o íon hidróxido (OH-).
153
O nome de um sal é obtido acrescentando ao nome do ânion + de + o
nome do cátion.
Fórmulas química, iônica e nome de sais
Fórmula
química
Ânion presente
Cátion presente
Nome
KCl
Cl- – íon cloreto
K+
cloreto de potássio
sulfato de cobre (II)
CuSO4
SO – íon sulfato
Cu
NaNO3
NO3- – íon nitrato
Na+
nitrato de sódio
PbCO3
23
CO – íon carbonato
Pb
carbonato de chumbo
CaF2
F- – íon fluoreto
Ca2+
fluoreto de cálcio
AlPO4
PO – íon fosfato
Al
fosfato de alumínio
ZnBr2
Br- – íon brometo
Zn2+
brometo de zinco
24
34
2+
2+
3+
Se a estrutura cristalina de um sal não contiver moléculas de água incorporadas ele é denominado sal anidro. É o caso dos sais citados no quadro
anterior.
Se a estrutura possuir moléculas de água incorporadas este é denominado x-hidratado (x = mono, di, tri, ...). O nome desses sais é igual ao dos sais
anidros, mas acrescido do prefixo indicativo do número de moléculas de água
representadas na fórmula química.
Fórmulas química de sais inorgânicos hidratados
Fórmula química
Nome
CuCl2.2H2O
cloreto de cobre (II) di-hidratado
MnSO4.4H2O
sulfato de manganês tetra-hidratado
Mg(NO3)2.7H2O
nitrato de magnésio hepta-hidratado
FeCl3.6H2O
cloreto de ferro (III) hexa-hidratado
CuSO4.5H2O
sulfato de cobre (II) penta-hidratado
154
Nomenclatura dos hidretos
Os hidretos são compostos, alguns de natureza iônica, outros de natureza
molecular, dependendo da ligação estabelecida entre os átomos, função da
diferença de eletronegatividade entre eles.
Um hidreto iônico caracteriza-se pela presença do íon hidreto, ânion H-,
acompanhado de um cátion metálico, sendo o seu nome formado através da
adição ao termo hidreto o nome do cátion metálico (hidreto de) presente na
substância.
Fórmulas química e iônica, e nome de hidretos iônicos
Fórmula química
Fórmula iónica
NaH
Na H
KH
K+ H-
hidreto de potássio
CaH2
Ca2+ (H-)2
hidreto de cálcio
+
Nome
hidreto de sódio
-
Hidreto molecular é aquele em que a diferença de eletronegatividade
entre o átomo de hidrogênio e o átomo metálico a que se liga determina a
formação de uma ligação covalente, sendo a fórmula química igual à fórmula
molecular. O nome é obtido acrescentando o nome do átomo metálico ao termo hidreto.
Fórmula química e nome de hidretos moleculares
Fórmula química
Nome
LiH
hidreto de lítio
BeH2
hidreto de berílio
BH3
hidreto de boro
155
Capítulo 16
Nomenclaturas dos compostos orgânicos
A
nomenclatura oficial para compostos orgânicos começou a ser criada
em 1892, em um congresso internacional em Genebra. Desde então,
as regras da nomenclatura sistemática de compostos orgânicos vêm
sendo continuamente aprimoradas. Tais regras são muito abrangentes e, por
vezes, de uso complexo em consequência das variações possíveis em estruturas
orgânicas.
Nas descrições das regras de nomenclatura para compostos orgânicos
aparecem as terminologias função orgânica e grupo funcional, as quais
significam:
função orgânica: é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes (propriedades funcionais);
grupo funcional: é o átomo ou grupo de átomos responsável pelas propriedades químicas dos compostos pertencentes a uma determinada
função química.
Apesar de a Nomenclatura Iupac ser a oficial, ainda existe uma não oficial
(nome não sistemático). Mais de um século após a primeira reunião da Iupac
visando à unificação das regras de nomenclatura, muitos nomes triviais ainda
persistem e alguns são aceitos pela Iupac.
156
16.1. Fundamentos da nomenclatura para compostos orgânicos
Segundo as regras, o nome de um composto orgânico é formado unindo
três fragmentos:
PREFIXO + AFIXO + SUFIXO
Prefixo: indica o número de átomos de carbono pertencentes à [ref. 3]
cadeia principal.
1C = met
6C = hex
11C = undec
2C = et
7C = hept
12C = dodec
3C = prop
8C = oct
13C = tridec
4C = but
9C = non
15C = pentadec
5C = pent
10C = dec
20C = eicos
Infixo ou afixo: indica o tipo de ligação entre os carbonos:
todas simples = an
duas duplas = dien
uma dupla = en
três duplas = trien
uma tripla = in
duas triplas = diin
Sufixo: indica a função química do composto orgânico:
Função
Sufixo
hidrocarboneto
o
álcool
ol
aldeído
al
cetona
ona
ácido carboxílico
oico
amina
amina
éter
óxi
157
16.2. Regras de nomenclatura
A nomenclatura dos compostos orgânicos será apresentada com base
nas regras estabelecidas pela Iupac para os hidrocarbonetos em geral e para as
principais funções orgânicas.
16.2.1. Hidrocarbonetos (CxHy)
Os hidrocarbonetos são constituídos exclusivamente por carbono e hidrogênio, portanto possuem fórmula geral: CxHy.
Os hidrocarbonetos são muito importantes porque formam o “esqueleto”
das demais funções orgânicas. Eles estão divididos em várias classes, dentre as
quais merecem destaque: alcanos, alcenos (alquenos), alcinos (alquinos), alcadienos, cicloalcanos, cicloalcenos e hidrocarbonetos aromáticos.
a) Nomeclatura dos alcanos de cadeia normal
Conforme já mencionado, para nomearmos o hidrocarboneto deve-se
juntar o prefixo + o infixo + o sufixo “o”. Por exemplo: metano, etano, propano,
butano, pentano, hexano, heptano, octano, nonano, decano, undecano, dodecano etc.
Por exemplo:
CH3 – CH3– etano: et an o
função hidrocarboneto
ligação simples na cadeia
2 átomos de carbono
158
b) Nomenclatura dos alcanos ramificados2
Para dar nome a um alcano ramificado, basta você seguir as seguintes
regras estabelecidas pela Iupac:
1) Considerar como cadeia principal a cadeia carbônica mais longa possível; se há mais de uma cadeia de mesmo comprimento, escolha como cadeia
principal a mais ramificada.
1
1
2
2
3
3
4
4
5
5
6
6
7
7
8
8
9
9
10
10
11
12
13
14
15
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH-CH2-CH2-CH-CH2-CH2-CH2-CH2– CH3
CH3
11 CH
12 CH - CH2 - CH3
13 CH2
14 CH2
15 CH3
2 Grupos ou Grupamentos derivados dos alcanos. Grupamento: é a estrutura que resulta
ao se retirar um ou mais átomos de uma molécula. Grupamento alquil(a) ou alcoil(a) é
o grupamento formado a partir de um alcano pela retirada de um átomo de hidrogênio. Apesar de a palavra radical ser muito usada, atualmente ela é considerada errada.
O nome correto é grupo ou grupamento: grupo metil (correto), radical metil (errado).
159
2) Numerar a cadeia principal de forma que as ramificações recebam os
menores números possíveis: [ref. 32] regra dos menores números.
15
1
14
2
13
3
12
4
11
5
10
6
9
7
8
8
7
9
6
10
CH3-CH2- CH2- CH2- CH- CH2- CH- CH2- CH2 - CH-CH2-CH2-CH2-CH2–CH3
CH3
CH3
5 11CH
4 12 CH - CH2 - CH3
3 13 CH2
2 14 CH2
1 15 CH3
3) Elaborar o nome do hidrocarboneto citando as ramificações em ordem
alfabética, precedidos pelos seus números de colocação na cadeia principal e
finalizar com o nome correspondente à cadeia principal.
4-etil, 9,11-dimetilpentadecano
4) Os números devem ser separados uns dos outros por vírgulas.
4-etil, 9,11-dimetilpentadecano
5) Os números devem ser separados das palavras por hífens.
4-etil, 9,11-dimetilpentadecano
No caso de haver dois, três, quatro etc. grupos iguais ligados na cadeia
principal, devem ser utilizados os prefixos di, tri, tetra etc. na frente dos nomes
160
dos grupos. Os prefixos di, tri, tetra, iso, sec, terc, neo não são levados em consideração na colocação dos nomes em ordem alfabética.
4-etil, 9,11-dimetilpentadecano
c) Nomenclatura dos alcenos ou olefinas
Alcenos, alquenos, olefinas ou hidrocarbonetos etenilênicos são hidrocarbonetos de cadeia aberta (acíclicos) contendo uma única dupla ligação. Possuem fórmula geral CnH2n.
A nomenclatura dos alcenos, tanto de cadeia normal como de cadeia ramificada, é muito semelhante à utilizada para os alcanos. Troca-se a terminação
“ano” por “eno”.
1) A cadeia principal é a mais longa que contém a dupla ligação.
2) A numeração da cadeia principal é sempre feita a partir da extremidade
mais próxima da dupla ligação, independentemente das ramificações presentes na cadeia. No nome do alceno a posição da dupla é dada pelo número do
primeiro carbono da dupla; esse número é escrito antes do nome do alceno.
3) Se houver mais de uma possibilidade para a cadeia principal adota-se a regra
dos menores números.
d) Nomenclatura dos alcinos ou alquinos
Alcinos, alquinos ou hidrocarbonetos acetilênicos são hidrocarbonetos
acíclicos contendo uma única ligação tripla. Possuem fórmula geral CnH2n-2.
Sua nomenclatura, tanto de cadeia normal como de cadeia ramificada, é
semelhante à utilizada para os alcanos. Troca-se a terminação “ano” por “ino”.
1) A cadeia principal é a maior cadeia que contenha a ligação tripla.
161
2) A numeração da cadeia é feita a partir da extremidade mais próxima da ligação tripla. (As outras regras vistas para os alcenos também valem para os
alcinos).
e) Nomenclatura dos alcadienos
São hidrocarbonetos acíclicos (cadeia aberta) contendo duas duplas ligações. Possuem fórmula geral: CnH2n-2.
A nomenclatura dos alcadienos de cadeia normal e de cadeia ramificada
tem as seguintes regras:
1) A nomenclatura Iupac é feita com a terminação “dieno”.
2) A cadeia principal é a mais longa possível e deve conter as duas duplas ligações.
3) A numeração da cadeia se inicia pela extremidade mais próxima das duplas
ligações de forma que as duplas ligações fiquem com os menores números
possíveis.
4) Em caso de empate na posição das duplas ligações, deve-se numerar a cadeia
de forma que as ramificações fiquem com os menores números possíveis.
f) Nomenclatura dos ciclanos ou cicloalcanos ou cicloparafinas
São hidrocarbonetos de cadeia cíclica (fechada) e saturada (ausência de
dupla ou tripla ligação). Possuem fórmula geral CnH2n onde “n” deve ser maior
ou igual a 3.
A nomenclatura dos ciclanos de cadeia normal e de cadeia ramificada
tem as seguintes regras:
1) O nome é dado adicionando-se o prefixo “ciclo” ao nome do alcano
correspondente;
162
2) Quando a cadeia for ramificada, a numeração da cadeia se inicia a partir da
ramificação mais simples e segue-se o sentido horário ou anti-horário, de
maneira a se respeitar a regra dos menores números;
3) As ramificações devem ser citadas em ordem alfabética.
g) Nomenclatura dos ciclenos ou cicloalquenos ou ciclo-olefinas
São hidrocarbonetos cíclicos com uma dupla ligação. A fórmula geral é
CnH2n-2.
A nomenclatura dos ciclenos de cadeia normal e de cadeia ramificada
tem as seguintes regras:
1) O nome é dado adicionando-se o prefixo “ciclo” ao nome do alceno correspondente;
2) Quando a cadeia for ramificada, a numeração da cadeia se inicia a partir do
carbono da ligação dupla (a dupla deve ficar entre o carbono 1 e 2) e segue-se o sentido horário ou anti-horário, de maneira a se respeitar a regra dos
menores números;
3) As ramificações devem ser citadas em ordem alfabética.
h) Nomenclatura dos hidrocarbonetos aromáticos
São os hidrocarbonetos que possuem um ou mais anéis benzênicos, que
também são chamados de anéis aromáticos.
1) A nomenclatura Iupac considera os hidrocarbonetos aromáticos como derivados do benzeno.
2) Quando o anel benzênico possui mais de uma ramificação, a numeração da
cadeia é iniciada a partir da ramificação mais simples e segue-se o sentido
horário ou anti-horário, de maneira a se respeitar a regra dos menores números.
163
3) Quando o anel benzênico possuir duas ramificações, iguais ou diferentes,
pode-se usar a nomenclatura orto, meta, para, em vez de numerar o anel
benzênico. A posição 1,2 passa a ser indicada por orto ou simplesmente por
“o”, a posição 1,3 passa a ser indicada por meta ou simplesmente por “m” e,
finalmente, a posição 1,4 passa a ser indicada por para ou simplesmente por
“p”.
4) As ramificações devem ser citadas em ordem alfabética.
16.2.2. Nomenclatura das principais funções orgânicas
a) Álcool – (R – OH) (OH ligado a carbono saturado)
em que R = grupo ou grupamento orgânico.
Nomenclatura oficial da Iupac:
1) Troca-se a terminação do hidrocarboneto correspondente por “ol”.
2) A cadeia principal é a maior fila de átomos de carbono que contenha a hidroxila.
3) Quando houver mais de uma possibilidade para a posição da hidroxila, esta
deve ser numerada.
4) A numeração da hidroxila se inicia pela extremidade mais próxima da mesma. Em moléculas complexas, a hidroxila pode ser considerada como uma
ramificação chamada hidróxi. Nos álcoois insaturados, a regra estabelece que
se destaque a posição da insaturação + hidrocarboneto correspondente +
posição do OH + ol. Para diálcool (terminação: diol); triálcool (terminação:
triol) etc.
Nomenclatura usual: palavra álcool + nome do grupo ligado à hidroxila +
terminação ico. Exemplo: álcool etílico.
164
b) Éter (R – O – R’ ou Ar – O – Ar)
em que R = grupo ou grupamento orgânico; Ar = anel aromático ou
benzênico.
Nomenclatura oficial da Iupac: nome do grupo menor seguido do sufíxo
óxi + hidrocarboneto correspondente ao grupo maior.
Nomenclatura usual: palavra éter e o nome do grupo menor + o nome do
grupo maior + sufixo ico. Exemplo: éter etílico.
c) Fenol (Ar – OH)
Nomenclatura oficial da Iupac: prefixo hidroxi + nome do hidrocarboneto.
Havendo necessidade de numeração, esta se inicia pela hidroxila e segue
o sentido dos menores números. O número “1” atribuído à hidroxila pode ser
omitido.
Nomenclatura usual: hidroxibenzeno é chamado de fenol e todos os outros fenóis são considerados como seus derivados.
d) Aldeído (H – COH ou R – COH ou Ar – COH)
Nomenclatura oficial da Iupac: troca-se a terminação do hidrocarboneto
correspondente por al. A numeração se inicia pelo carbono do grupo funcional.
Nomenclatura usual: os aldeídos possuem nomes usuais correspondentes
aos dos ácidos carboxílicos: metanal (aldeído fórmico ou formaldeído); etanal
(aldeído acético ou acetaldeído); etanodial (aldeído oxálico ou axaldeído); fenil-metanal (aldeído benzoico ou benzaldeído) etc.
e) Cetona (R – CO – R’ ou R – CO – Ar ou Ar – CO – Ar)
Nomenclatura oficial da Iupac: troca-se a terminação do hidrocarboneto
correspondente por ona. A numeração da cadeia se inicia pela extremidade
165
mais próxima da carbonila (-CO-). As cetonas insaturadas têm o nome iniciado
pela posição da insaturação + hidrocarboneto correspondente + posição da
carbonila + ona.
Nomenclatura usual: nome do grupo menor seguido pelo do grupo maior
e depois a palavra cetona.
f) Ácido carboxílico (H – COOH ou R – COOH ou Ar – COOH)
Nomenclatura oficial da Iupac: troca-se a terminação do hidrocarboneto
correspondente por oico. Inicia-se pela palavra ácido + hidrocarboneto correspondente + oico.
Nomenclatura usual: está relacionada com a origem do ácido ou de suas
propriedades – ácido metanoico (ácido fórmico); ácido etanoico (ácido acético); ácido propanoico (ácido propiônico); ácido butanoico (ácido butírico); ácido etanodioico (ácido oxálico) etc.
g) Éster (H – COO – R ou R – COO – R ou Ar – COO – R ou Ar – COO – Ar)
Nomenclatura oficial da Iupac: substitui-se a terminação oico do ácido
carboxílico correspondente por ato e acrescenta-se o nome do grupamento
ligado ao oxigênio. O nome do grupamento deve terminar com ila e não com
il. Ex.: metila, etila etc.
Nomenclatura usual: a exemplo dos aldeídos, está baseada na nomenclatura dos ácidos carboxílicos: metanoato = formiato; etanoato = acetato; propanoato = propionato.
h) Amina (R – NH2 ou R – NH – R’ ou R – NR’ – R’’)
Nomenclatura oficial da Iupac: nome do grupo ligado ao N + palavra amina. Os grupamentos ligados ao N devem ser colocados em ordem alfabética.
Em moléculas complexas, o grupamento característico das aminas pode ser
considerado uma ramificação chamada de amino.
166
i) Amida (H – CONH2 ou R – CONH2 ou Ar – CONH2; ou H – CONH – R’ ou
R – CONH – R’ ou Ar – CONH – R’; ou H – CONR’ – R’’ ou R – CONR’ – R’’ ou
Ar – CONR’ – R’’)
São compostos que apresentam o seguinte grupo funcional:
O
C
N
Nomenclatura oficial da Iupac: troca-se a terminação oico do ácido carboxílico correspondente por amida.
j) Nitrila (R – CN ou Ar – CN)
Nomenclatura oficial da Iupac: Dá-se o nome do hidrocarboneto correspondente, acrescentando-lhe a terminação nitrila (hidrocarboneto correspondente + nitrila).
Nomenclatura usual: cianeto de (nome do grupamento ligado ao -CN).
k) Nitrocompostos (R – NO2 ou Ar – NO2)
Nomenclatura oficial da Iupac: usa-se o prefixo nitro antecedendo o nome
do hidrocarboneto que origina o nitrocomposto (nitro + hidrocarboneto correspondente).
167
l) Haleto orgânico (compostos derivados dos hidrocarbonetos pela
substituição de um ou mais hidrogênios por halogênios – F, Cl, Br, I)
Nomenclatura oficial da Iupac: os haletos são considerados como derivados dos hidrocarbonetos correspondentes. O nome do halogênio antecede
ao nome do hidrocarboneto como se fosse um grupamento qualquer. Se na
cadeia existir apenas halogênios como ramificações, a numeração da cadeia
se inicia pela extremidade mais próxima destes, mas se existir qualquer outro
grupo ligado à cadeia principal, a numeração se inicia pela extremidade onde
seja possível se obter os menores números possíveis.
Nomenclatura usual: usa-se as palavras cloreto de, brometo de etc., seguidas do nome do grupamento orgânico ligado ao halogênio.
m) Anidrido
São compostos que apresentam o seguinte grupo funcional:
O
C
O
C
O
Os anidridos são considerados como derivados dos ácidos carboxílicos.
Nos anidridos com cadeias carbônicas iguais, deve-se mencionar o nome do
ácido correspondente, precedido da palavra anidrido. Quando o anidrido
possuir cadeias diferentes, deve-se escrever primeiro o nome do menor ácido
existente.
168
n) Sal orgânico
Compostos que apresentam o seguinte grupo funcional:
O
1-
C
O n X+n
X = metal
Nomenclatura oficial da Iupac: substitui-se a terminação oico do ácido carboxílico correspondente por ato e acrescenta-se o nome do metal ligado ao
oxigênio.
Nomenclatura usual: Está baseada na nomenclatura usual dos ácidos carboxílicos – metanoato = formiato; etanoato = acetato; propanoato = propionato.
o) Compostos de Grignard
Compostos que apresentam o seguinte grupo funcional:
C
MgX
X = Cl; Br; I
Nomenclatura oficial da Iupac: usa-se o nome do haleto (cloreto, brometo,
iodeto) de (grupo ligado ao Mg) + magnésio.
169
p) Ácidos sulfônicos (R – SO3H ou Ar – SO3H)
Nomenclatura oficial da Iupac: ácido + (nome do hidrocarboneto correspondente) + sulfônico.
q) Tiol ou tioálcool (R – SH)
O oxigênio da função álcool é substituído pelo enxofre.
Nomenclatura oficial da Iupac: o prefixo tio indica a substituição de um
oxigênio por um enxofre. A nomenclatura é semelhante à dos álcoois correspondentes, trocando-se a terminação ol por tiol.
Nomenclatura usual: o grupo -SH é denominado mercaptana: (nome do
grupo) + mercaptana.
r) Tioéter (R – S – R’ ou Ar – S – Ar)
O oxigênio da função éter é substituído pelo enxofre.
Nomenclatura oficial da Iupac: o prefixo tio indica a substituição de um
oxigênio por um enxofre. A nomenclatura é semelhante à dos éteres correspondentes, trocando-se a terminação óxi por tio.
170
Referências bibliográficas
SACKS, O. W. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. Trad. Laura
Teixeira Motta. São Paulo: Companhia das Letras, 2002.
RUSSEL, J. B. Química Geral. Trad. Marcia Guekezian et al. v.1-2. 2.ed. São Paulo:
Makron Books, 1994.
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química uma abordagem do cotidiano. 4.ed. v.13. São Paulo: Moderna, 2006.
RUIZ, A. G.; GUERRERO, J. A. C. Química. Trad. Giovanni S. Crisci. São Paulo:
Pearson Education do Brasil, 2002.
VANIN, J. A. Alquimistas e químicos: o passado, o presente e o futuro. São
Paulo: Moderna, 2005.
LAVOISIER, A.-L. Tratado elementar de Química. Trad. Fúlvio Lubisco. São Paulo: Madras, 2007.
DICIONÁRIO DA LÍNGUA PORTUGUESA. Enciclopédia Barsa Universal, São
Paulo: Barsa Planeta Internacional Ltda., 2010. (volume 2).
MACHADO, A. H. Aula de química: discurso e conhecimento. Ijuí: Ed. Unijuí, 1999.
VIGOTSKY, L. S. A construção do pensamento e da linguagem. Trad. Paulo Bezerra. São Paulo: Martins Fontes, 2000. (Coleção Psicologia e Pedagogia).
Parte IV
Reações químicas: aspectos
relevantes
Vânia Martins Nogueira
Doutora em Química. Professora-assistente do Departamento de Química Geral e Inorgânica
do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Camila Silveira da Silva
Doutora em Educação para a Ciência pela Faculdade de Ciências da Unesp – Bauru.
Professora bolsista do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
Olga Maria Mascarenhas Faria Oliveira
Livre-docente em Bioquímica. Professora adjunta do Departamento de Bioquímica e
Tecnologia Química do Instituto de Química da Unesp – Araraquara
172
Apresentação
E
sta parte do livro aborda o tema reações químicas a partir de uma reflexão sobre os princípios utilizados para diferenciar os tipos de fenômenos de transformações que ocorrem em toda parte e a todo momento.
As reações químicas são caracterizadas pelas transformações de reagentes em
produtos, sendo que reagentes e produtos têm propriedades químicas diferentes, podendo ser acompanhadas também de processos tipicamente físicos (liquefação, vaporização e condensação dos produtos). O desenvolvimento desta
parte do livro busca fornecer subsídios do ponto de vista qualitativo para representação das reações químicas usando simbologia própria da ciência Química
e identificação dos tipos de reação. Do ponto de vista quantitativo, através da
aplicação das leis de conservação de massa e da identidade das espécies químicas presentes numa determinada reação, este texto fornece subsídios para o
balanceamento dos diferentes tipos de equações quimicas, base da Estequiometria química. Finalizando, abordamos dois aspectos fundamentais relacionados com as reações químicas: (1) por que elas ocorrem; e (2) com que velocidade elas se processam. O primeiro aspecto está relacionado com a variação de
energia que acompanha a reação numa dada condição experimental, objeto
de estudo da Termodinâmica Química. O segundo aspecto está relacionado
com a velocidade que a reação química se processa e o caminho envolvido na
tranformação de reagentes em produtos, tópicos que são objetos de estudo da
Cinética Química.
173
Introdução
A
forma mais comum de definir química é: ciência que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, de suas características, de suas propriedades combinatórias, de processos de obtenção, de
suas aplicações e de sua identificação.
A ciência Química pode ser pensada como uma atividade/estudo de
uma pessoa que quer entender a matéria, a sua composição e as suas transformações. Isso pode ser realizado de duas formas: (1) utilizar conhecimentos
químicos já estabelecidos para o entendimento do processo; ou (2) estudar um
processo inédito; a pessoa propõe executar uma nova reação para a transformação, gerando um novo conhecimento químico. Em ambos os casos a pessoa
estará “fazendo química”.
Esta parte do livro abordará os tópicos: (a) Transformações da matéria; (b)
Tipos de reações e reatividade; (c) Reação química em solução aquosa, precipitação, ácido-base e óxidoredução; (d) Estequiometria e balanceamento das equações das reações químicas; (e) Por que ocorrem as reações químicas? Termoquímica,
termodinâmica e espontaneidade das reações; (f) Energia e suas relações com as
mudanças químicas; (g) Cinética química. Energia de ativação, leis de velocidades
das reações, e fatores que influem nas velodidades das reações.
174
Capítulo 17
As transformações
A
matéria que nos rodeia está em constante mudança, sofrendo inúmeras transformações. A madeira e o carvão que queimam, um copo que
parte, a água que evapora ou solidifica, o gelo das calotas polares que
funde, o ferro que enferruja, os foguetes que explodem, os seres mortos que
apodrecem. Tudo isto são exemplos de transformações que ocorrem todos os
dias. Toda matéria se transforma continuamente e esta é uma constante manifestação da natureza.
As transformações são usualmente classificadas em três categorias, muito
embora a separação entre elas seja bastante tênue:
1) Transformações físicas: quando muda a forma, o tamanho, o movimento ou o estado de agregação da matéria. A energia envolvida é
geralmente pequena e a identidade da matéria é mantida. No caso de
um copo de vidro que é quebrado, os cacos de vidros são formados
por matéria com a mesma composição da que formava inicialmente
o copo, ou seja, mesma natureza da matéria.
2) Transformações químicas: quando se obtém uma nova substância
com propriedades diferentes das substâncias iniciais. Um exemplo
típico de reação química que ocorre em nosso cotidiano é a com-
175
bustão da mistura de gás de cozinha (constituído principalmente por
butano, formado por átomos de carbono e hidrogênio) e oxigênio do
ar. Os produtos gasosos da reação, geralmente dióxido de carbono e
água, embora tenham propriedades diferentes das dos reagentes, são
formados pelos mesmos átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio
presentes inicialmente nos reagentes. A energia absorvida ou liberada é maior que no caso das mudanças físicas.
3) Transformações nucleares: quando se modifica a constituição de
um núcleo atômico. Nesse caso, é frequente que um elemento se
transforme em outro, num processo conhecido como “transmutação
nuclear”. Um exemplo típico desse tipo de transformação é a desintegração natural do urânio-238, que emite uma partícula alfa (núcleo
de um átomo de hélio), transmutando-se num núcleo de tório-234. A
quantidade de energia envolvida é enorme, milhares de vezes maior
que as das transformações químicas.
4) As transformações espontâneas acontecem em uma direção determinada. Por exemplo:
•
Quando uma pedra cai, toda a energia cinética se transforma em calor e a temperatura do lugar em que ela caiu se eleva ligeiramente.
No entanto, não poderíamos imaginar que aquecendo o lugar onde
se encontra uma pedra esta se elevaria até certa altura.
•
Um pedaço de ferro em contato com a atmosfera acaba enferrujando. Nunca foi visto que, de maneira natural, a ferrugem se decomponha em um metal brilhante e oxigênio gasoso.
Diante disso, concluímos que existe uma direção para as transformações
espontâneas ocorrerem. Depois de muitas observações chegou-se à conclu-
176
são de que as transformações só ocorrem espontaneamente quando em um
[ref. 34] sistema fechado, quando se passa de um estado mais ordenado para
outro menos ordenado.
Reações químicas e reversibilidade
A água presente em um copo evapora-se, passando para a atmosfera.
A umidade presente no ar, ou seja, o vapor de água, pode condensar-se
em uma superfície, como o lado externo de uma garrafa de água retirada
da geladeira, retornando ao estado líquido. As mudanças de estado da
água são, portanto, processos reversíveis.
Quando você quebra um copo, você consegue fazer com que ele volte
à forma original? Não, por mais que tente. Processos que não podem
retornar aos estados iniciais são chamados de processos irreversíveis. A
queima de combustível é outro exemplo típico de processo irreversível.
Ao ser queimado, o etanol (CH3CH2OH) se transforma em gás carbônico
(CO2) e água (H2O), como descreve a equação química:
CH3CH2OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g)
Após algum tempo, todo o álcool é consumido e a reação cessa, por
falta de um dos reagentes: o etanol. Depois, não há como voltar ao
estado inicial, já que gás carbônico e água não produzem etanol
espontaneamente.
177
Sistemas químicos reversíveis
A reversibilidade é uma característica da reação e está associada a
condições como: temperatura, pressão e concentração dos reagentes.
Algumas reações só são reversíveis sob condições especificas. A
decomposição da água por eletrólise produz os gases oxigênio e
hidrogênio, como consequência da passagem de corrente elétrica por
água levemente acidificada. Uma vez separados os gases hidrogênio
e oxigênio liberados na eletrólise, se misturados podem reagir
explosivamente, caso haja o fornecimento de energia para iniciar o
processo, produzindo novamente água. É importante notar que as
propriedades dos gases isolados, hidrogênio e oxigênio gasosos, são
totalmente diferentes das da substância água.
No entanto, muitas reações são facilmente reversíveis, e tão logo os
produtos sejam formados, começam a reagir, produzindo novamente
os reagentes. Isso acontece principalmente entre gases e soluções.
Para indicar a reversibilidade, as equações são representadas com uma
), indicando que as reações
seta dupla com meia ponta cada (
se processam nos dois sentidos. A equação a seguir, de produção da
amônia, exemplifica reações de equilíbrio:
1 N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
A natureza é repleta de sistemas reversíveis. É dessa forma que a
hemoglobina captura o gás carbônico no pulmão, onde sua concentração
é alta, e transporta para os tecidos, onde é liberado e utilizado nas reações
biológicas. A hemoglobina volta até os pulmões e o ciclo se repete.
178
17.1. Transformações físicas versus transformações químicas
O conceito de reversibilidade é um parâmetro tradicionalmente utilizado
para a diferenciação entre fenômeno físico e químico. Fenômenos físicos são
aqueles que envolvem transformações reversíveis, consideradas superficiais e
pouco profundas. Fenômenos químicos relacionam-se com as transformações
irreversíveis, mais definitivas e profundas.
No entanto, a reversibilidade não é um critério científico de distinção dos
diferentes fenômenos. Dobrar uma barra de ferro ou quebrar um vidro, por
exemplo, são atos que não implicam em constituição de novas substâncias e
tampouco são reversíveis. Por outro lado, a reação química de formação do HI
tem sua reversão com a variação da temperatura facilmente observada, já que
é uma reação endotérmica.
H2(g) + I2(g)
2 HI(g)
castanho
incolor
ΔH = 51,8kJ (25°C, 1 atm)
Distinguir as transformações físicas das químicas através da variação de
propriedades macroscópicas das substâncias também pode acarretar problemas. A vaporização da água e a dissolução de açúcar em água apresentam
grandes diferenças nas propriedades macroscópicas com relação às suas situações iniciais. No entanto, as mudanças de fase e as dissoluções não são usualmente classificadas como fenômenos químicos.
Mesmo do ponto de vista energético, os limites entre os fenômenos classificados comumente como físicos e químicos não são nada rígidos. Por exemplo,
no processo de desidratação do sulfato de cobre, em que ocorre a mudança da
cor azul intenso para branca, classificamos o fenômeno como físico ou químico?
O aquecimento do sulfato de cobre pentaidratado faz com que a água
ligada no sulfato de cobre se evapore, desidratando o sal. Forma-se assim, o sulfato de cobre anidro branco. Inicialmente, poder-se-ia pensar que estava ocorrendo um fenômeno puramente físico, que envolveria apenas a vaporização de
água contida no cristal úmido.
179
Ao se pingar algumas gotas de água no sal desidratado (sulfato de cobre anidro, coloração branca), este novamente absorve a água, e retoma a coloração azul, característica do hidrato. Sabendo-se que o hidrato é um cristal
no qual a água está quimicamente ligada com o Cu2+ e SO42- numa proporção
definida, fica evidente que a transformação que ocorre é também de natureza
química! Um processo que aparentemente era de natureza puramente física
(evaporação da água contida no sulfato de cobre úmido), na realidade apresenta também natureza química (quando a água se evapora do sulfato de cobre
anidro, são rompidas ligações químicas no cristal). Podemos representar os processos de desidratação e hidratação do sulfato de cobre usando as equações
que se seguem:
CuSO4·5H2O(s)
Δ
CuSO4(s) + 5 H2O(l)
(Equação de desidratação)
azulbranco
CuSO4(s) + 5 H2O(l)
CuSO4·5H2O(s)
(Equação de hidratação)
Portanto, conclui-se que o processo de desidratação e hidratação do sulfato de cobre envolve tanto um fenômeno químico (a quebra/regeneração das
ligações químicas formadas pela água na estrutura do cristal), seguido de um
fenômeno físico (evaporação/condensação da água liberada da estrutura do
cristal).
De maneira geral, trabalhamos com processos tradicionalmente classificados tanto como químicos quanto como físicos, muitas vezes acontecendo
conjuntamente. Na reação do hidróxido de sódio sólido com ácido clorídrico
aquoso há dissolução, reação e hidratação de íons. Em outros processos também ocorrem, paralelamente, mudanças de fase.
Assim sendo, torna-se muito mais importante compreender a multiplicidade de fenômenos com que trabalhamos, sabendo reconhecê-los, descrevê-los e explicá-los com base em modelos científicos, em vez de se ater a classificações puramente mecânicas.
180
17.2. As transformações químicas
Nas transformações químicas, também denominadas reações químicas, um
ou mais dos materiais que compõem o estado inicial do sistema – os reagentes
– são transformados e aparecem no estado final como novos materiais – os
produtos.
Como evidência da ocorrência de uma transformação química, devemos
procurar observar mudanças de cor, desprendimento de gás, produção ou absorção de energia (calor, luz, som, eletricidade etc.). Porém, a ausência dessas
evidências não garante que não tenha ocorrido transformação, mas sugere a
necessidade de se procurar “sinais indiretos” que possam conduzir a uma resposta mais confiável.
Em síntese, uma transformação é evidenciada pelas diferenças entre o
estado inicial e o estado final. Durante uma observação, é importante anotar
dados que possam contribuir para o entendimento, mas, também, a estabelecer os limites em que essas conclusões são válidas.
181
Capítulo 18
Tipos de reações químicas
T
radicionalmente, as reações químicas podem ser classificadas de acordo
com o número de reagentes e produtos em cada lado da equação química que representa a reação:
•
•
•
•
reações de síntese, composição, combinação ou adição;
reações de análise ou decomposição;
reações de simples troca ou deslocamento;
reações de dupla troca ou metátese.
Outra sistemática classifica as reações em dois tipos:
• reações de oxirredução ou reações redox;
• as demais reações.
Algumas reações de síntese, algumas de decomposição, todas de simples
troca e nenhuma de dupla troca são reações de oxirredução.
Um tipo de reação que não encontra paralelo nas classificações acima é a
chamada reação de isomerização.
Ainda existe uma série de reações que são estudadas em Química Orgânica, ou seja, subclasses de reações, tais como: reações de halogenação, reações
de hidrogenação, reações de substituição nucleofílica etc.
182
18.1. Reconhecendo o tipo de reação
Muito mais importante que saber classificar o tipo de reação é entender
como e porque elas ocorrem.
No entanto, o estudo de reações químicas também visa dar subsídios à
percepção do que acontece quando produtos químicos são colocados para
reagir, favorecendo determinar os resultados das reações.
Existem tantas reações singulares na Química que menorizar todas elas
seria uma tarefa tola. É mais proveitoso tentar usar um padrão de reconhecimento para determinar a categoria geral de uma reação, como metátese ou
reação de oxirredução.
18.2. Alguns padrões simples de reatividade química
Através de três tipos simples de reações, de combinação, de decomposição e de combustão, que são bastante frequentes, veremos como é possível
prever os produtos de algumas reações conhecendo apenas seus reagentes.
O segredo de prever os produtos formados em determinada combinação dos
reagentes é reconhecer padrões de reatividade para uma classe de substância.
a) Reações de combinação e decomposição
As reações de combinação e de decomposição resumem dois tipos de
reações simples. Em uma reação de combinação, duas ou mais substâncias reagem para formar um produto. Existem vários exemplos de tais reações, especialmente aquelas nas quais os elementos se combinam para formar compostos. Por exemplo, magnésio metálico queima-se ao ar com uma claridade
ofuscante para produzir óxido de magnésio. Essa reação é usada para produzir
chama brilhante nos sinalizadores luminosos.
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
(Equação 1)
183
Observação: recomenda-se assistir aos vídeos indicados neste link, pois
constituem uma ferramenta didática para auxiliar no aprendizado dos conceitos químicos envolvidos.
Quando uma reação de combinação ocorre entre um metal e um não
metal, como na Equação 2, o produto é um sólido iônico. A fórmula de composto iônico pode ser determinada a partir das cargas dos íons envolvidos.
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)
(Equação 2)
Quando magnésio reage com oxigênio, por exemplo, o magnésio perde
elétrons e forma o íon magnésio, Mg2+. O oxigênio ganha elétrons e forma o íon
óxido, O2-. O produto da reação é o MgO. Portanto, você deve ser capaz de reconhecer se uma reação é de combinação e prever os produtos de uma reação
de combinação na qual os reagentes são um metal e um não metal.
Em reação de decomposição uma substância pode submeter-se à reação
produzindo duas ou mais substâncias. Muitos compostos sofrem reações de
decomposição quando aquecidos. Por exemplo, muitos carbonatos metálicos
decompõem-se para formar óxidos metálicos e dióxido de carbono quando
aquecidos:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
(Equação 3)
A decomposição do CaCO3 é um importante processo comercial. Calcário
e conchas do mar, constituídos basicamente de CaCO3, são aquecidos para preparar CaO, o qual é conhecido como cal virgem, ou cal viva. O CaO é amplamente utilizado na fabricação do vidro, no processo de obtenção do ferro a
partir de seu minério e para preparação da argamassa usada na construção civil,
após sua reação com a água (forma-se a cal hidratada, hidróxido de cálcio, que
é vendido em sacos em lojas de material de construção).
184
A decomposição da azida de sódio (NaN3) libera N2(g) rapidamente. Essa reação
é usada para encher os airbags de segurança nos automóveis:
2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g)
(Equação 4)
b) Reações de combustão3
As reações de combustão são reações rápidas que produzem uma chama. A maioria das reações desse tipo que observamos envolve O2 do ar como
reagente. A equação 5 ilustra uma classe geral de reações envolvendo queima
ou combustão de hidrocarbonetos:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
(Equação 5)
Quando hidrocarbonetos sofrem combustão ao ar, eles reagem com O2
para formar CO2 e H2O. O número de moléculas de O2 necesssárias na reação
e o número de moléculas de CO2 e H2O formadas dependem da composição
do hidrocarboneto, o qual atua como combustível da reação. A combustão do
propano, gás de cozinha, é descrita pela seguinte equação:
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
(Equação 6)
A combustão de derivados de hidrocarbonetos contendo oxigênio, como
CH3OH, também produz CO2 e H2O. A regra simples de que hidrocarbonetos
e seus derivados análogos que contem oxigênio formam CO2 e H2O quando
se queimam resume o comportamento de aproximadamente 3 milhões de
compostos.
3 Quando existe uma quantidade insuficiente de O2 presente, monóxido de carbono (CO)
será formado com CO2. Se a quantidade de O2 é extremamente restrita, partículas finas
de carbono, chamadas fuligem, serão produzidas. A combustão completa produz CO2. A
menos que se especifique o contrário, trataremos combustão como combustão completa.
185
Capítulo 19
Reação química em solução aquosa
U
ma das propriedades mais importantes da água é a sua capacidade
de dissolver uma grande variedade de substâncias. Muitas das reações
químicas que acontecem em nossos organismos ou ao nosso redor
ocorrem devido às substâncias dissolvidas na água.
Comportamento das substâncias em água
Comportamento dos compostos iônicos em água
Um sólido iônico, por exemplo, o NaCl, é constituído de um arranjo
tridimensional ordenado de íons Na+ e Cl-. Quando o NaCl se dissolve em
água, cada íon se separa da estrutura cristalina e se dispersa pela solução.
O sólido iônico dissocia-se em seus íons constituintes à medida que se
dissolve. Água é um solvente muito eficaz para compostos iônicos por
apresentar polaridade. Os íons positivos provenientes do sólido iônico
(cátions) são atraídos pelo lado negativo da molécula da água enquanto
que os íons negativos (ânions) são atraídos pelo lado positivo. Os íons
ficam rodeados por moléculas de água. Esse processo estabiliza os íons e
previne que os cátions e ânions se combinem novamente. A substância
que forma essa solução aquosa denomina-se eletrólito.
186
Polos positivos da molécula de água se alinham junto ao íon negativo de Cloro, enquanto os
polos negativos da molécula de água se alinham ao íon positivo de Sódio
Comportamento dos compostos moleculares em água
Quando um composto molecular se dissolve em água, a solução
normalmente compõe-se de moléculas intactas dispersas pela solução,
rodeadas por moléculas polares de água. Consequentemente, a maioria
das substâncias moleculares são não eletrólitos. Por exemplo, uma
solução de metanol em água é inteira de moléculas de CH3OH dispersas
por toda a solução.
Entretanto, há algumas substâncias moleculares cujas soluções aquosas
contêm íons. A mais importante destas são os ácidos. Por exemplo,
quando HCl(g) se dissolve em água para formar ácido clorídrico HCl(aq),
ele ioniza-se em íons H+(aq) e Cl-(aq).
Tipos principais de processos que ocorrem em solução aquosa: reações de precipitação, de ácido-base e de oxirredução.
187
19.1. Reações de precipitação
Reações de precipitação são aquelas que formam um produto insolúvel
em solução. Por exemplo, misturando duas soluções límpidas, uma contendo
nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) e a outra, iodeto de potássio (KI), observa-se a
formação de um produto amarelo insolúvel. Podemos representar a formação
do precipitado através da equação molecular usando as fórmulas completas.
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)
(Equação 7)
Observação: Assista aos vídeos indicados neste link, pois constituem uma
ferramenta didática e importante para o aprendizado de conceitos químicos
envolvidos.
Em solução aquosa os sais nitrato de chumbo e iodeto de potássio comportam-se como [ref. 9] eletrólitos fortes. Portanto, eles estão totalmente dissociados em seus íons solvatados, representados pelo emprego do símbolo (aq)
após a fórmula do íon. Desse modo, a equação pode ser escrita como equação
iônica completa:
Pb2+(aq) + 2(NO3)-(aq) + 2K+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) + 2K+(aq) + 2 NO3-(aq)
(Equação 8)
Quando as soluções são misturadas temos evidência apenas da formação
do precipitado amarelo de PbI2. A reação em meio aquoso com formação do
precipitado indica que a reação ocorreu apenas entre os íons Pb2+(aq) e I-(aq). Os
demais íons já existiam nas soluções de origem e não foi observada a formação
do sal KNO3. Os íons K+(aq) e NO3-(aq) permanecem dissolvidos em solução,
sendo conhecidos como “íons espectadores”.
188
Podemos escrever a equação iônica simplificada que inclui apenas os
íons participantes:
Pb2+(aq) + 2 I-(aq) → PbI2(s)
(Equação 9)
A soma das cargas dos íons deve ser a mesma em ambos os lados de
uma equação iônica simplificada e balanceada.
As reações de precipitação ocorrem quando certos pares de íons de cargas contrárias se atraem tão fortemente que formam um sólido iônico insolúvel.
Para determinar se certas combinações de íons formam compostos insolúveis
deve-se levar em consideração algumas diretrizes ou regras que dizem respeito
às solubilidadaes de compostos iônicos comuns.
Reações de precipitação obedecem a esse padrão de comportamento,
assim como muitas reações ácido-base.
19.2. Reações ácido-base
As soluções aquosas compostas por substâncias moleculares não são
iônicas. Quando um composto molecular se dissolve em água, normalmente
as moléculas ficam intactas; em outras palavras, não são eletrólitos. Entretanto,
existem algumas substâncias moleculares que quando se dissolvem em água
formam íons em soluções aquosas. As mais importantes delas são os ácidos.
Podem, então, existir reações que ocorrem em soluções com materiais ácidos.
Nesses casos, destacam-se as reações ácido-base, mais conhecidas como reações de neutralização. Por exemplo, a reação entre ácido nítrico (HNO3) e hidróxido de potássio (KOH):
Reação global: HNO3 (aq) + KOH(aq) → H2O(l) + KNO3(aq)
(Equação 10)
ou: H+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + K+(aq) + NO3-(aq)
(Equação 11a)
189
Nessa reação não há a formação de precipitado, mas, sim, de nitrato de
potássio (KNO3), um sal iônico, portanto solúvel, e água. O produto básico que
direciona a reação é a molécula de água, pouco dissociada. Após a remoção
dos íons espectadores K+(aq) e NO3-(aq), que permanecem inalterados em solução, a reação global pode ser representada simplesmente pela equação:
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)
(Equação 11b)
19.3. Reações de oxidação e redução
Como citado no início deste texto, muitas reações classificadas como de
síntese, de decomposição e de simples troca apresentam características que as
identificam como de oxirredução. As reações de oxirredução (redox) estão entre as reações químicas mais comuns e mais importantes. Elas estão envolvidas
em uma grande variedade de processos importantes, incluindo a ferrugem do
ferro, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais. O conceito
de [ref. 28] oxidação passou por algumas modificações e, atualmente, refere-se
à perda de elétrons. Contrariamente, a [ref. 31] redução refere-se ao ganho de
elétrons. Sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação
química. Quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo
reduzido se estabelece o processo redox.
Um exemplo simples de reação redox é a que ocorre quando zinco metálico é adicionado a um [ref. 1] ácido forte, por exemplo, o ácido clorídrico. Os
elétrons são transferidos dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons
de hidrogênio (o hidrogênio é reduzido). A equação que representa a reação
que ocorre é:
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
(Equação 12)
Aqui, os átomos de zinco são oxidados a íons Zn2+:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
(Equação 13)
190
Enquanto íons H+ são reduzidos a moléculas de H2:
2 H+(aq) + 2 e- → H2(g)
(Equação 14)
A determinação de que uma reação é de oxirredução é feita conhecendo-se os [ref. 27] números de oxidação de todas as espécies envolvidas na reação. Esse procedimento mostra quais elementos (se houver algum) têm seus
estados de oxidação alterados. Por exemplo, na equação 13:
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
0
+1
+2
(Equação 13)
0
Podemos ver que houve variações dos estados de oxidação das espécies
participantes da reação: o do zinco variou de 0 para +2, o do hidrogênio de +1
para 0. Na reação ocorre evidente transferência de elétrons.
Em outras reações, os estados de oxidação variam, mas não podemos dizer se alguma substância literalmente ganhou ou perdeu elétrons. Por exemplo,
a combustão do gás hidrogênio:
2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
0
0
(Equação 14)
+1 -2
O hidrogênio foi oxidado do estado de oxidação 0 ao +1, e o oxigênio foi
reduzido do estado de oxidação 0 para -2. Consequentemente, é uma reação
de oxirredução. Entretanto, a água não é uma substância classificada como iônica, de forma que não existe transferência completa de elétrons do hidrogênio
conforme a água é formada. Usar os números de oxidação é uma forma conveniente de fazer uma contabilidade, mas não é totalmente adequado igualar o
estado de oxidação de um átomo a sua carga real em um composto químico.
Muitas reações redox em meio aquoso são consideravelmente complexas. A
variação do número de oxidação não aparece na equação final.
191
Capítulo 20
Estequiometria e balanceamento das
equações das reações químicas
U
ma reação química é uma transformação da matéria em que ocorrem
mudanças qualitativas na composição química das substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos.
Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da
massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação
dá-se o nome de estequiometria.
20.1. Estequiometria
A palavra estequiometria (do grego stoicheon, “elemento”, e metron, medida) foi introduzida por [ref. 33] Richter em 1792, referindo-se às medidas dos
elementos químicos nas substâncias. A estequiometria é uma ferramenta essencial na química e está baseada nas leis ponderais, principalmente na lei da
conservação das massas (veja anexo 1) e na lei das proporções fixas ou definidas (veja anexo 2). A lei da conservação das massas (Lavoisier, 1789) pode ser
enunciada da seguinte maneira: “a soma das massas dos reagentes é sempre
igual à soma das massas dos produtos”. Já a lei das proporções fixas (Proust,
192
1794): “uma substância, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma composição em massa”.
20.1.1. Equações químicas
Nossa abordagem começa examinando como fórmulas e equações químicas são usadas para representar o rearranjo dos átomos que ocorre nas reações químicas.
As reações químicas são representadas de forma concisa pelas equações
químicas. Por exemplo, quando o hidrogênio (H2) entra em combustão, reage
com o oxigênio (O2) do ar para formar água (H2O).
Escrevemos a equação química para essa reação como:
2 H2 + O2 → 2 H2O
(Equação 1)
Interpretamos o sinal + como “reage com” e a seta como “produz”. À esquerda da seta estão as fórmulas das substâncias de partida e à direta as fórmulas das substâncias produzidas, os produtos. Os números que estão diante das
fórmulas são os coeficientes.
20.2. Balanceamento da equação química
Uma vez que os átomos não são criados nem destruídos em uma reação,
a equação química deve ter número igual de átomos de cada lado da seta.
Quando essa condição é satisfeita, diz-se que a equação está balanceada.
Para ilustrar o processo de balanceamento de equações, consideremos a
reação que ocorre quando metano (CH4), principal componente do gás natural,
queima-se ao ar para produzir o gás dióxido de carbono (CO2) e vapor de água
(H2O). Esses dois produtos contém átomos de oxigênio, significando que oxigênio é reagente. A equação não balanceada é:
CH4 + O2 → CO2 + H2O (não balanceada)
(Equação 2)
193
Geralmente, é melhor balancear primeiro os elementos que aparecem
em menor número nas fórmulas químicas de cada lado da equação. No exemplo, tanto C como H aparecem em apenas um reagente e, separadamente, em
um produto cada um, portanto, começamos examinando o CH4. Vamos considerar primeiro o carbono e depois o hidrogênio.
Uma molécula de CH4 contém o mesmo número (um) de C que uma de
CO2. Portanto, os coeficientes para essas substâncias devem ser os mesmos e
escolhemos 1 para começar o processo de balanceamento. Entretanto, o reagente CH4 contém mais átomos de H (quatro) que o produto H2O (dois). Colocando coeficiente 2 diante de H2O, existirão quatro átomos de hidrogênio.
CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O (não balanceada)
(Equação 3)
Nessa etapa, os produtos terão mais átomos de oxigênio (quatro – dois
do CO2 e dois da H2O). Se colocarmos o coeficiente 2 diante de O2, completaremos o balanceamento, fazendo o número de átomos de O ser igual em ambos
os lados da equação:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O (balanceada)
(Equação 4)
O método adotado para balancear a equação é, em grande parte, de
tentativa e erro. Balanceamos cada tipo de átomo sucessivamente fazendo
os ajustes dos coeficientes necessários. Esse método funciona para a maioria
das equações químicas. Informações adicionais são incluídas nas fórmulas em
equações balanceadas para indicar o estado físico de cada reagente e produto.
Usamos os símbolos (s), (l), (g), e (aq) para sólido, líquido, gás e soluções aquosas,
respectivamente. Portanto, a equação 4 pode ser escrita da seguinte forma:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) (balanceada)
(Equação 5)
Algumas vezes, as condições (como temperatura ou pressão) sob as quais
a reação ocorre aparecem acima ou abaixo da seta da reação. O símbolo Δ
(delta) é, em geral, colocado acima da seta para indicar o uso de aquecimento.
194
Por exemplo, a conversão de calcário em cal que ocorre a 800°C pode ser representada por:
CaCO3(s)
Δ
CaO(s) + CO2(g)
(Equação 6)
Algumas vezes, um catalisador, substância que aumenta a velocidade de
uma reação, é adicioando. Por exemplo, pentóxido de vanádio, V2O5, é um catalisador usado numa das etapas da produção industrial do ácido sulfúrico. A
presença do catalisador é indicada escrevendo a sua fórmula sobre a flecha da
reação:
2 SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
V2O5
(Equação 7)
20.2.1. Balanceamento das equações de reações de oxirredução
Quando balanceamos uma reação química, devemos obedecer à lei de
conservação da massa. À medida que balanceamos uma reação redox, existe
uma exigência adicional: os elétrons recebidos e doados devem estar balanceados. Em muitas reações químicas simples, como a da equação 8, o balanceamento de elétrons é manipulado automaticamente; podemos balancear a
equação citada sem considerar explicitamente a transferência de elétrons.
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
0
+1
+2
(Equação 8)
0
Entretanto, muitas reações de oxirredução são mais complexas que a da
equação citada e não podem ser balanceadas facilmente sem levar em conta o
número de elétrons doados e recebidos durante o processo reacional.
195
Procedimento sistemático para balanceamento das equações redox:
Semirreações – Apesar de a oxidação e a redução terem de ocorrer simultaneamente, em geral é conveniente considerá-las processos separados.
Por exemplo:
Sn2+(aq) + 2 Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2 Fe2+(aq)
(Equação 9)
Pode ser considerada como consistindo de dois processos (semirreações):
oxidação:
Sn2+(aq) → Sn4+(aq) + 2e-
redução:
2Fe3+(aq) + 2e- → 2 Fe2+(aq)
(Equação 10)
(Equação 11)
No processo de oxidação, os elétrons são mostrados como produtos, enquanto na redução são mostrados como reagentes. Na reação redox como um
todo, o número de elétrons perdidos numa semirreação de oxidação deve ser
igual aos ganhos na semirreação de redução. Quando essas condições são satisfeitas, e cada semirreação estiver balanceada, os elétrons de cada lado cancelam-se quando as duas semirreações forem somadas para fornecer a equação
de oxirredução total balanceada.
Balanceamento de equações de reações de oxirredução – Método do
número de oxidação
1) Atribua números de oxidação a todos os átomos.
2) Note quais os átomos que perdem e quais os que ganham elétrons.
Determine quantos elétrons são ganhos e quantos são perdidos.
3) Se mais de um átomo em uma fórmula ganha ou perde elétrons, determine o ganho ou perda total por fórmula unitária.
196
4) Iguale o ganho de elétrons do agente oxidante com a perda do agente redutor, colocando um coeficiente apropriado antes da fórmula de
cada um (no lado esquerdo da equação).
5) Balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons adicionando coeficientes apropriados à direita.
6) Balanceie todos os outros átomos, exceto O e H.
7) Balanceie a carga (soma de todas as cargas iônicas) de maneira que
seja a mesma de ambos os lados, adicionando ou H+ ou OH-.
a) se a reação ocorre em solução ácida, adicionar íons H+ ao lado
deficiente em cargas positivas;
b) se a reação ocorre em solução básica, adicionar íons OH- ao
lado deficiente em cargas negativas.
8) Balanceie os átomos de O adicionando H2O ao lado apropriado. Verifique se os átomos de H estão balanceados.
Tomemos como exemplo da aplicação do procedimento descrito a reação entre permanganato de potássio (KMnO4) e ácido clorídrico (HCl) em
solução aquosa, dando como produtos cloreto de potássio (KCl), cloreto de
manganês(II) (MnCl2), cloro gasoso (Cl2) e água (H2O). Iniciemos escrevendo a
equação química não balanceada que representa a reação:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
A seguir, são atribuídos os números de oxidação de cada átomo (Etapa 1
do procedimento). Geralmente, parte-se do conhecimento que H e K têm numero de oxidação igual a +1 em seus compostos, Cl o número de oxidação -1,
197
e O número de oxidação -2 (nos óxidos). A partir daí, pode-se facilmente determinar os números de oxidação dos átomos restantes, e verificar os pares de
átomos nos quais há variação de número de oxidação.
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
+7
-1
+2
0
A seguir, devemos identificar os pares de átomos que sofreram variação
dos seus números de oxidação, e determinar o número de elétrons recebidos
ou cedidos por cada átomo do par.
Cl sofreu
sofreuredução
redução
- recebeu
1 elétron
átomo
Cl
- recebeu
1 elétron
por por
átomo
KMnO4
+7
+
HCl
-1
KCl +
MnCl2 +
Cl2 +
+2
0
H 2O
Mn
sofreuoxidação
oxidação- perdeu
- perdeu
5 elétrons
Mn sofreu
5 elétrons
Como há dois átomos de Cl em Cl2, e cada um deles recebeu um elétron,
na formação de Cl2 estão envolvidos dois elétrons. Note que os átomos de Cl presentes em KCl e MnCl2 não são considerados nessa etapa, pois neles não ocorreu
variação dos números de oxidação em relação ao reagente de partida, HCl.
A etapa seguinte envolve o banceamento de elétrons cedidos e recebidos pelos pares que sofreram oxirredução, sendo que o par envolvendo Mn
cedeu 5 elétrons, enquanto que o Cl2 recebeu 2 elétrons. Os menores números
que, multiplicados pelos números de elétrons envolvidos nos processos de oxirredução, igualam os números de elétrons cedidos e ganhos na reação global,
são obtidos fazendo as multiplicações cruzadas:
198
Mn+7/Mn2+ – 5 elétrons cedidos x 2 = 10 elétrons cedidos
Cl-/Cl20 – 2 elétrons recebidos x 5 = 10 elétrons recebidos
Atribuindo o coeficientes 2 ao KMnO4, é possível balancear simultaneamente KCl (K aparece apenas em KCl nos produtos) e MnCl2 (Mn aparece apenas
em MnCl2 nos produtos). Já no tocante ao par envolvendo Cl, apenas em Cl2
ocorre variação do número de oxidação nos produtos. Note que no lado dos
produtos aparece Cl também em KCl e MnCl2, mas é importante notar que não
ocorre variação de número de oxidação de Cl em relação ao reagente HCl. Em
consequência, apenas em frente ao Cl2 deve ser colocado o coeficiente 5 do
balanceamento.
2 KmnO4 + HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O
Agora estamos em condições de balancear os átomos de cloro, somando
todos os que aparecem nos produtos, num total de 16, e igualando os do reagente HCl, único fornecedor de átomos de Cl na reação, através da atribuição
do coeficiente 16, resultando na equação:
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O
Em sequência, só resta balancear os átomos de H nos reagentes, que só
aparece em H2O, o que pode ser feito através da colocação do coeficiente 8
defronte à sua fórmula, resultando na equação totalmente balanceada:
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O
Uma equação química representa uma reação química em termos das
fórmulas químicas, nas quais os coeficientes estequiométricos são escolhidos
com o objetivo de mostrar que os átomos não são criados nem destruídos
na reação.
199
Capítulo 21
Por que ocorrem as reações químicas?
A
ideia que a matéria é composta por átomos é tão amplamente aceita
que pode ser tratada como um fato sobre o que se baseia toda a discussão da ciência. Dizemos, por exemplo, que todas as substâncias são
formadas de átomos que se atraem e se repelem reciprocamente, através do
que chamamos ligação química. Se considerarmos uma reação química com
uma transformação que forma ou quebra ligações entre átomos, então, quase
todas as transformações que observamos envolvem reações químicas.
Muitas reações podem ser facilmente observadas. Por exemplo, o ferro
que enferruja, enquanto o ouro não. No entanto, a questão da ocorrência das
reações não é facilmente respondida através da observação das mesmas.
A ocorrência das reações e as velocidades com que ocorrem envolvem
fatores termodinâmicos (aspectos energéticos) e cinéticos (velocidade do processo), respectivamente.
200
21.1. Termodinâmica química
A termodinâmica envolve qualquer transformação de energia. As transformações de energia ligadas às transformações materiais como mudança de
estado e reações químicas constitui um de seus ramos, a Termodinâmica química. Uma das especialidades da Termodinâmica química é a Termoquímica,
sobre a qual se discorre a seguir.
21.1.1. Termoquímica
A energia liberada nas reações químicas está presente em várias atividades da nossa vida diária. Um exemplo é o calor liberado na queima do gás butano que cozinha os nossos alimentos, na combustão do álcool ou da gasolina
que movimenta nossos veículos e é através das reações químicas dos alimentos
em nosso organismo que obtemos a energia necessária para manutenção da
vida.
A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia,
que frequentemente se manifestam na forma de variações de calor. A termoquímica ocupa-se do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas. Essas reações são de dois tipos:
Reações exotérmicas – as que liberam calor para o meio ambiente.
Por exemplo, na combustão do etanol, C2H6O:
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar que foi produzido, isto é, liberado para o ambiente durante a reação.
Reações endotérmicas – são aquelas que para ocorrerem retiram calor
do meio ambiente.
Por exemplo, na decomposição da água em seus elementos:
H20(l) + calor → H2(g) + 1/2 O2(g)
201
Na equação química, a energia absorvida é representada junto aos reagentes, significando que foi fornecida pelo ambiente aos reagentes.
21.1.2. Medida do calor de reação
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química é determinado em aparelhos chamados [ref. 5] calorímetros.
Qualquer sistema, num dado estado, possui uma certa quantidade de
energia (energia das ligações intra e inter moleculares, energia cinética correspondente ao movimento das partículas, energia potencial gravitacional etc.).
Essa energia total de um sistema chama-se energia interna, e representa-se por U.
A variação de energia total de um sistema determinada a volume constante é
chamada de variação de energia interna, representada por ΔU, e a variação de
energia determinada sob pressão constante é chamada de variação de entalpia, representada por ΔH. Como a maioria das reações químicas é realizada em
recipientes abertos, sob pressão atmosférica local, discutiremos mais detalhadamente a variação de entalpia das reações.
202
Medida do calor de reação
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação
química é determinado em aparelhos chamados calorímetros. A
determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química é
efetuada através da expressão:
Q = m c Δt
onde:
•
Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Essa
grandeza pode ser expressa em calorias (cal) ou em Joules (J). O
Sistema Internacional de Medidas (SI) recomenda a utilização do
Joule, no entanto, a caloria ainda é muito utilizada. Uma caloria (1 cal)
é a quantidade de calor necessária para fazer com que 1,0 g de água
a 15ºC tenha sua temperatura aumentada em 1,0ºC. Cada caloria
corresponde a 4,18 J;
•
m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro;
•
c é o calor específico do líquido presente no calorímetro. Para a água
seu valor é 1 cal/g ºC ou 4,18J/g ºC;
•
Δt é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido à
ocorrência da reação.
Se você tiver interesse em realizar uma atividade experimental sobre o
tema, sugerimos a leitura do artigo de Assumpção et al. (2010) publicado
na revista Eclética Química.
203
21.1.3. Entalpia e variação de entalpia
O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a lei da conservação da energia, ela não pode ser criada e nem destruída: pode apenas
ser transformada de uma forma para outra. Em vista disso, somos levados a
concluir que a energia:
•
liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes,
armazenada nos reagentes, sob uma outra forma;
•
absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no
sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra forma.
Cada substância, portanto, armazena certo conteúdo de energia, que será
alterado quando a substância sofrer uma transformação. A liberação de energia
na forma de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total de
energia dos produtos é menor que o dos reagentes. Inversamente, a absorção
de calor por uma reação endotérmica significa que o conteúdo total de energia
armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes. A energia liberada ou
absorvida numa reação química está associada à formação e quebra das ligações químicas envolvidas no processo.
À energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o
nome de entalpia, ou conteúdo de calor. Esta é usualmente representada pela
letra H.
Numa reação, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes
corresponde à variação de entalpia, ΔH.
ΔH = Hp – Hr
onde: Hp = entalpia dos produtos; Hr = entalpia dos reagentes.
Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr e, portanto, ΔH < 0 (negativo). Numa reação endotérmica temos que Hp > Hr e, portanto, ΔH > 0 (positivo).
204
A entalpia – assim como outras grandezas, como a energia potencial gravitacional, o potencial redox e a entropia (que será abordada em seguida) – é conhecida como [ref. 21] função de estado. Uma função de estado é uma grandeza
física ou química, que depende apenas dos estados inicial e final do sistema, independendo do caminho seguido por essa transformação no sistema. Para todas as
funções de estado, não é possível obter-se os valores absolutos de cada um dos
estados do sistema, simplesmente porque não existe um referencial universal absoluto para essas grandezas. Por isto, é convencionado arbitrariamente um valor
zero ao sistema em sua situação inicial, sendo possível obter apenas a diferença
de energia entre as situações inicial e final do sistema. É importante perceber
que essa diferença será sempre a mesma, independentemente do referencial
escolhido arbitrariamente. No caso das reações químicas, aos reagentes em
seus estados padrão (formas em que são estáveis a 25ºC e pressão de 1 atm) é
atribuído arbitrariamente o valor zero para sua entalpia.
21.1.4. Equações termoquímicas
As reações, como sabemos, são representadas através de equações químicas. No caso da representação de uma reação que ocorre com variação de
energia na forma de calor, é importante representar, além da quantidade de calor envolvida, as condições experimentais em que a determinação dessa quantidade de calor foi efetuada. Isso porque o valor do calor de reação é afetado
por fatores como a temperatura e a pressão em que se processa a reação, o
estado físico e as [ref. 37] variedades alotrópicas das substâncias participantes
dessa reação. A equação que traz todas essas informações chama-se equação
termoquímica.
Como exemplo de equações termoquímicas:
a) H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) + 184,9 kJ
(25ºC, 1 atm)
Segundo a equação, 1 mol de hidrogênio gasoso reage com 1 mol de
cloro gasoso formando 2 mols de cloreto de hidrogênio gasoso, liberando 184,9
kJ de calor. Tal reação foi realizada à temperatura de 25ºC e à pressão de 1 atm.
205
Podemos também escrever essa equação termoquímica utilizando a notação ΔH. Nesse caso, temos:
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)
ΔH = -184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
O valor numérico de ΔH é precedido do sinal negativo, pois a reação é
exotérmica.
b) H2(g) + I2(g) + 51,8 kJ → 2 HI(g)
(25ºC, 1 atm)
Segundo a equação, quando, a 25ºC e 1 atm, 1 mol de hidrogênio gasoso
reage com 1 mol de iodo gasoso, formando 2 mols de iodeto de hidrogênio
gasoso, são absorvidos 51,8 kJ de calor.
A equação também pode ser escrita utilizando a notação ΔH:
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g)
ΔH = +51,8 kJ (25ºC, 1 atm)
O valor numérico de ΔH é positivo, pois a reação é endotérmica.
21.1.5. Determinação indireta do calor de reação
Vimos anteriormente que a variação de entalpia de uma reação é determinada experimentalmente no calorímetro. Existem, no entanto, maneiras
indiretas de determinação da variação de entalpia de uma reação, baseadas no
fato das entalpias de reação serem funções de estado. A seguir, discutiremos as
mais importantes.
Determinação através da definição de ΔH
A variação de entalpia ΔH de uma reação é a diferença entre as entalpias
dos produtos e reagentes de uma reação.
Portanto, se conhecermos as entalpias absolutas das substâncias, poderíamos calcular, facilmente, a variação de entalpia associada a qualquer reação.
206
Como isto é impossível, pois apenas a diferença das entalpias dos produtos e
reagentes pode ser medida, os químicos resolveram atribuir, arbitrariamente, a
um grupo de substâncias um determinado valor de entalpia e, a partir disso,
construir uma escala relativa de entalpias das demais substâncias.
Como já dito anteriormente, atribuiu-se às [ref. 37] variedades alotrópicas
mais estáveis das substâncias simples, a 25ºC e 1 atm, entalpias iguais a zero. Essas condições experimentais são chamadas de condições ou estados padrão, e a
entalpia, determinada nessas condições, é a entalpia padrão. A entalpia padrão
é representada por H°.
Por exemplo, tem entalpias padrão zero as substâncias: O2 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido, C grafite, S8 rômbico etc. E tem entalpias padrão diferentes de
zero as substâncias: O2 líquido, O3 gasoso, H2 líquido, I2 gasoso, C diamante, S8
monoclínico etc., todas a 25°C e a 1 atm.
A entalpia padrão de uma substância qualquer pode ser calculada tomando-se como referência a variação de entalpia da reação de formação, também
chamada de entalpia de formação, dessa substância a partir de seus elementos,
no estado padrão.
Entalpia de formação, ou calor de formação, é o nome dado à variação
de entalpia associada à formação de um mol de uma substância a partir de
seus elementos constituintes, na forma de substâncias simples mais estável e no
estado padrão. A entalpia de formação é representada por ΔH°f. Por exemplo:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
ΔH°f = -285,5 kJ/mol (25°C, 1 atm)
Acompanhe a seguir a determinação da entalpia padrão do dióxido de
carbono gasoso.
Reação de formação do CO2(g):
C (grafite) + O2(g) → CO2(g)
ΔH°f = -393 kJ/mol (25°C, 1 atm)
Se ΔH° = H°p - H°r, e como H°f (grafite) = 0 e H°f (O2) = 0, temos que a entalpia padrão do CO2(g) é -393 kJ. Observe que a entalpia padrão é igual a entalpia
de formação da substância.
207
Entalpia padrão de algumas substâncias, ΔH°f (kJ/mol)
Substância
Entalpia padrão (kJ/mol)
H2O(l)
-285,5
HCl(g)
-92,0
HBr(g)
-36,0
HI(g)
+25,9
CO(g)
-110,4
CO2(g)
-393,3
NH3(g)
-46,0
SO2(g)
-296,4
CH4(g)
-74,8
C2H4(g)
+46,0
C2H6(g)
-85,7
C2H2(g)
+223,6
C6H6(l)
+51,4
Conhecendo-se as entalpias padrão das substâncias, a variação de entalpia de uma reação pode ser determinada com facilidade.
Lei de Hess
Em 1849, o químico Germain Henri Hess, efetuando inúmeras medidas
dos calores de reação, verificou que o calor liberado ou absorvido numa reação
química depende apenas dos estados inicial e final, independente do caminho
pelo qual a reação passa.
Esta é a lei da aditividade dos calores de reação, ou lei de Hess. De acordo
com ela, é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da
manipulação algébrica de equações químicas que possuam valores dos calores
conhecidos.
208
Por exemplo, através da manipulação adequada das equações das reações:
1) C (grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393 kJ
2) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
ΔH = -285,5 kJ
3) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -889,5 kJ
É possível determinar a variação de entalpia da reação de formação do
metano, CH4, expressa pela equação química:
C (grafite) + 2 H2(g) → CH4(g)
ΔHºf
Uma reação que não permite medidas calorimétricas precisas de seu calor de reação, por ser lenta e apresentar reações secundárias.
Aplicar a lei de Hess implica em efetuar as manipulações algébricas das
reações conhecidas,como se fossem equações matemáticas, de modo a resultar na reação de formação do metano, cuja entalpia queremos determinar:
C (grafite) + 2 H2(g) → CH4(g)
ΔH= ?
No entanto, para obtermos essa equação devemos efetuar as seguintes
operações:
•
multiplicar a reação (ii) por 2, para que o número de mols de H2(g)
seja igual a 2; consequentemente, o valor de ΔH também será multiplicado por 2;
•
inverter a reação (iii), para que CH4(g) passe para o segundo membro
da equação. Em vista disso, o valor de ΔH também terá seu sinal invertido; isto é, se a reação é exotérmica, invertendo-se o seu sentido,
passará a ser endotérmica e vice-versa;
•
somar algebricamente as equações e os ΔH.
209
Assim temos:
1) C (grafite) + O2(g) → CO2(g)
ΔH = -393 kJ
2) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
ΔH = -285,5 x 2 = -571,0 kJ
3) CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ΔH = +889,5 kJ
_______________________________________________________________________________________
C (grafite) + 2H2(g) → CH4(g)
ΔH = -74,5 kJ
O valor calculado pela aplicação da lei de Hess aos dados experimentais
acima é praticamente idêntico ao tabelado, ΔH = -74,8 kJ, determinado em medidas muito precisas efetuadas por entidades credenciadas internacionalmente.
Energia de ligação
É a energia média fornecida para romper 1 mol de ligações entre dois
átomos em um sistema gasoso, a 25ºC e 1 atm. A energia de ligação pode ser
determinada experimentalmente. Na tabela abaixo estão relacionadas as energias de algumas ligações.
Valores de energia de ligação (kJ/mol) de algumas ligações
Ligação
Energia ligação (kJ/mol)
H–H
436
Cl – Cl
242
H – Cl
430
O=O
494
Br – Br
193
H – Br
366
C–C
348
C–H
416
C – Cl
328
210
Observe que os valores tabelados são todos positivos, isto porque o rompimento de ligações é um processo que consome energia, ou seja, é um processo endotérmico. A formação de ligações, ao contrário, é um processo que
libera energia, exotérmico.
Para se determinar o ΔH aproximado de uma reação a partir dos valores
devemos considerar:
•
Que todas as ligações dos reagentes são rompidas e determinar a
quantidade de energia consumida nesse processo.
•
Que as ligações existentes nos produtos foram todas formadas a partir de átomos isolados e determinar a quantidade de energia liberada
nesse processo.
O ΔH será correspondente à soma algébrica das energias envolvidas nos
dois processos, o de ruptura e o de formação de ligações. É importante salientar
que esse método fornece valores aproximados de ΔH. Ele é muito útil na previsão da ordem de grandeza da variação de entalpia de uma reação.
Para ilustrar a aplicação desses dados para obter uma estimativa aproximada de uma entalpia de reação ainda desconhecida (hipoteticamente), tomemos o caso da entalpia de formação de HCl(g) envolvida no processo expresso
pela equação química:
4) ½ H – H(g) + ½ Cl – Cl(g) → H – Cl(g)
ΔHf = ?
A partir da tabela com as energias de ligação, podemos obter os seguintes dados:
v) H – H(g) → 2 H(g)
ΔH = 436 kJ/mol
vi) Cl – Cl(g) → 2 Cl(g)
ΔH = 242 kJ/mol
vii) H – Cl(g) → H(g) + Cl(g)
ΔH = 430 kJ/mol
211
Manipulando adequadamente as equações (5), (6) e (7), devemos obter
como soma a equação (4), o que é feito a seguir:
- invertendo (vii): H(g) + Cl(g) → HCl(g)
ΔH = -430 kJ/mol
- multiplicando (v) e (vi) por ½:
½ H – H(g) → H(g)
ΔH = 436/2 kJ/mol
½ Cl – Cl(g) → Cl(g)
ΔH = 242/2 kJ/mol
E somando algebricamente as três equações rearranjadas e as entalpias
de ligação envolvidas, cancelando os termos comuns em ambos os lados das
setas, obtemos a equação (iv), e a respectiva entalpia de reação expressa em
termos das energias de ligação:
½ H – H(g) + ½ Cl – Cl(g) → H – Cl(g)
ΔHf = -430 + 436/2 + 242/2 = -94 kJ/mol
Comparando-se com o valor tabelado para a entalpia de formação de
HCl(g), ΔHof = -92,0 kJ/mol, verifica-se que a estimativa feita com base nas energias de ligação, na ausência de dados experimentais, é uma boa estimativa de
partida.
Tipos de entalpias (calores)
A variação da entalpia recebe uma denominação particular da natureza
da reação:
Entalpia de combustão (ou calor de combustão): É o ΔH associado à
reação de combustão, no estado padrão, de um mol de uma substância.
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
ΔH = -393kJ/mol
Entalpia de dissolução (ou calor de dissolução): É o ΔH associado a 1
mol de uma substância em água suficiente para preparar um solução diluída.
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
ΔH°diss. = 3,89 kJ/mol
212
Entalpia de neutralização (ou calor de neutralização): É o ΔH da reação
de neutralização total de 1 mol de hidrogênio ionizáveis (H+) por um mol de
hidroxila de uma base, ambos na forma de soluções aquosas diluídas.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH°neutr. = -57,2kJ/mol
21.1.6. Espontaneidade das reações
Muito dos processos que ocorrem à nossa volta são espontâneos, isto
é, uma vez iniciados prosseguem sem a necessidade de ajuda externa. A
dissolução do sal em água e a queima de carvão são exemplos de processos
espontâneos.
Os processos não espontâneos são aqueles que apenas são possíveis
através do fornecimento contínuo de energia do meio ambiente para o [ref. 35]
sistema. O cozimento de alimentos, a obtenção de metais, a formação das proteínas no nosso metabolismo a partir de aminoácidos ingeridos na alimentação,
são exemplos de processos não espontâneos.
A constatação de que a maioria dos processos espontâneos ocorre com
liberação de energia levou à ideia de que apenas processos exotérmicos, que
ocorriam com diminuição de energia do sistema, eram espontâneos. De fato,
isto é verdade para a maioria das reações; existem, no entanto, processos espontâneos que absorvem calor. Isso é possível porque, além do fator energia,
associado às variações de entalpia que ocorrem no processo, existe outro fator
que influencia na espontaneidade da reação. Esse fator chama-se entropia, e é
representado pela letra S.
Entropia (palavra derivada do grego εντροπε (entrope), significando volta, mudança) é uma grandeza termodinâmica que numa transformação de
energia qualquer mede a porção da energia que não está disponível para a
produção de trabalho útil. Como exemplo pode-se citar o que ocorre num motor a gasolina, onde parte da energia gerada pela combustão da gasolina é
inevitavelmente transformada em calor. Num sistema químico o conceito não
é tão simples, e usualmente a entropia está associada à ordem ou à desordem
213
de um sistema. Quanto mais desorganizado o sistema, maior será sua entropia.
Exemplos de processos que ocorrem com aumento de entropia:
•
a evaporação de um líquido: no estado gasoso as moléculas movimentam-se com mais liberdade do que no estado líquido, estando,
portanto, mais desorganizadas;
•
a dissolução de qualquer substância em um líquido também produz
um sistema final em que a desorganização á maior;
•
a reação de decomposição de água no estado gasoso em hidrogênio
e oxigênio gasosos, representada pela equação 2H2O(g) → 2 H2(g)
+ O2(g), pois há duas entidades H2 no lado dos reagentes que dão
origem a 3 entidades no lado dos produtos (2 moléculas de H2 e 1
molécula de O2).
Da mesma forma que para a entalpia, para a determinação da entropia
das substâncias foi necessário estabelecer, arbitrariamente, o valor de algumas
substâncias e, a partir disso, construir uma escala relativa. Estabeleceu-se que
uma substância, na forma de um cristal perfeito, a zero Kelvin, tem entropia zero.
O quadro a seguir relaciona as entropias padrão (Sº) de algumas substâncias.
Valores de entropia padrão (J/K mol) de algumas substâncias a 25ºC
Substância
Entropia padrão (J/K·mol)
Ca(s)
41,59
Ag(g)
42,64
CaO(s)
39,71
Br2(l)
152,15
Hg(l)
75,95
He(gás)
125,94
N2(gás)
191,02
Metano, CH4(gás)
186,01
214
A espontaneidade de um processo é determinada pelos fatores entalpia e entropia. São espontâneos os processos que ocorrem com diminuição de
entalpia e aumento de entropia. Não são espontâneos os processos que ocorrem com aumento de entalpia e diminuição de entropia. Quando um processo
ocorre com aumento ou diminuição simultânea de entalpia e entropia, para se
prever a espontaneidade ou não da reação é necessário lançar mão de uma
grandeza que relaciona a entropia e a entalpia. Essa grandeza é a energia livre
de Gibbs (G) e é dada pela equação (para processo que ocorre a temperatura
constante):
ΔG = ΔH - T . ΔS
ΔG é a variação de energia livre do sistema, dada em kJ/mol;
ΔH é a variação de entalpia, dada em kJ/mol;
ΔS é a variação de entropia, dada em kJ/K mol.
21.1.7. Ocorrência de uma reação
Quanto à termodinâmica, o acontecimento de uma reação é favorecido
com o aumento da entropia e a diminuição da energia. Essas duas grandezas se
associam, nesse caso, de acordo com a seguinte equação:
ΔG = ΔH - T . ΔS (para sistemas a pressão constante)
ΔA = ΔU - T . ΔS (para sistemas a volume constante)
onde T é a temperatura em kelvin;
ΔH; ΔU; ΔS são variações conhecidas e discutidas anteriortmente;
ΔG é uma grandeza chamada de energia livre de Gibbs;
ΔA é uma grandeza chamada de energia de Helmholtz.
Se ΔA e ΔG forem maiores que zero em dadas condições, a reação é
dita como não espontânea. Na situação de ΔA e ΔG iguais a zero teremos um
[ref. 13] equilíbrio químico, e as concentrações de reagentes e produtos não
variam mais quando o equilíbrio é atingido. Caso ΔA e ΔG sejam menores que
215
zero em dadas condições, dizemos que a reação é termodinamicamente favorecida, ou seja, ela é espontânea. Contudo é importante notar que uma reação ser
espontânea não necessariamente significa que ela ocorra rapidamente. Esse aspecto relacionado com as velocidades de reações espontâneas será abordado
em tópico posterior.
Finalizando esse capítulo, é importante tentar desmistificar a ideia corrente de que reações com ΔG > 0 nunca ocorrem. Se isto é verdade para as condições padrão (25ºC e 1 atm de pressão), uma reação não espontânea pode ocorrer em outras condições, com o fornecimento contínuo de energia por uma
fonte externa. Para ilustar esses pontos relacionados com reações espontâneas
e não espontâneas, e a relação com a Termodinâmica, vamos usar a molécula de glicose, fórmula molecular C6H12O6, de vital importância para seres vivos,
animais e plantas. No metabolismo de animais, incluindo o homem, a glicose é
uma das mais importantes fontes de energia para a manutenção da vida. Nas
células, a glicose reage com o oxigênio molecular transportado pelo sangue,
segundo a reação expressa pela equação termoquímica:
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(g)
ΔHcombustão = -2.808 kj/mol
Como além de ser bastante exotérmica, a reação ocorre com o aumento
do número de entidades (7 moléculas de reagentes dão origem a 12 moléculas
de produto, o que implica que ΔS > 0), ela tem ΔG < 0 e se processa espontaneamente. A única diferença em relação à simples combustão de glicose ao ar – que
desprende energia sob a forma de calor, e simplesmente se dissipa para o ambiente externo – é que nos processos metabólicos essa reação ocorre em etapas,
sob o controle de [ref. 6] catalisadores biológicos (as enzimas). Nesse processo,
parte da energia desprendida na reação de combustão da glicose é utilizada
para formar moléculas que armazenam essa energia em ligações química, como
a Adenosina trifosfato (ATP). Essas moléculas com alto conteúdo energético posteriormente transferem parte dessa energia para promover outras reações não
espontâneas essenciais para a manutenção da vida. Esse aspecto da utilização
da glicose como fonte energia por seres vivos está inteiramente de acordo com
a Termodinâmica, uma vez que se trata de uma reação química espontânea.
216
No entanto, a glicose e seus derivados são também importantes nos vegetais, nos quais os derivados de glicose são formados a partir de CO2 e H2O, no
processo conhecido como fotossíntese. A fotossíntese não é exatamente a reação inversa da combustão biológica da glicose, pois a ela não forma inicialmente glicose, mas sim moléculas com três átomos de carbono, através de reações
genéricas representadas por equações do tipo:
2n CO2 + 4n H2O → 2 (CH2O)n + 2n O2 + 2n H2O
ΔG > 0
n=3
Embora os derivados de 6 átomos de carbono, como a glicose, sejam formados em etapas posteriores do processo complexo, por motivos didáticos é
interessante considerar o processo como sendo oposto à combustão biológica
da glicose, segundo a reação:
6 CO(g) + 6 H2O(g) → C6H12O6(s) + O2(g)
ΔHreação = +2.808 kJ/mol
Esta claramente não é favorecida termodinamicamente, não ocorrendo
espontaneamente.
Como ela ocorre então na natureza, onde é de vital importância básica
para a manutenção da vida como a conhecemos? A resposta, conhecida por
todos os que fizeram um curso de ciências, é que ela depende fundamentalmente da energia fornecida continuamente ao sistema pela luz solar, através da
absorção de [ref. 20] fótons da região da luz visível pelas moléculas de clorofila
presentes nas folhas dos vegetais. Com essa fonte externa de energia é possível que a reação não espontânea de formação de compostos de carbono,
com conteúdo energético maior que a dos reagentes de partida, ocorra continuamente. Uma vez interrompida a fonte externa de energia, a reação cessa.
A reação termoquímica para o processo não espontâneo é representado pela
equação:
6 CO(g) + 6 H2O(g) + energia dos fótons absorvidos → C6H12O6(s) + O2(g)
Assim como nessa reação não espontânea, no metabolismo humano
está envolvido um número grande de reações não espontâneas essenciais à
217
vida. A fonte de energia externa que possibilita que essas reações ocorram são
moléculas com alto conteúdo energético armazenado em suas ligações químicas, a exemplo do ATP já citado anteriormente. Através de reações acopladas no
metabolismo, essas moléculas com alto conteúdo energético armazenado em
suas ligações químicas transferem energia para os sistemas não espontâneos
que participam do processo.
218
Capítulo 22
Energia e suas relações com as
mudanças químicas
N
uma reação química, a interação entre as espécies químicas permite
formar substâncias inteiramente diferentes e com propriedades distintas daquelas que interagiram. Algumas dessas mudanças ou transformações podem ser bastante dramáticas, como a que se verifica na reação entre
o sódio e o cloro.
Quando sódio metálico, Na(s), é colocado em contato com gás cloro,
Cl2(g), ocorre uma reação violenta liberando calor e luminosidade. O produto
dessa reação muito violenta é o cloreto de sódio, NaCl(s).
Observação: recomendamos assistir aos vídeos relacionados a seguir,
pois a visualização auxilia no entendimento do processo, como ele ocorre. Esta
poder ser uma ferramenta para aulas do ensino médio, estimulando interesse e a reflexão sobre reações químicas por parte dos estudantes; entretanto,
lembramos que dificilmente tais reações poderiam ser desenvolvidas na escola
por questões de segurança. Além disso, os vídeos auxiliam no aprendizado dos
conceitos químicos envolvidos.
Vídeos ilustrativos: Reação de sódio e cloro e Formação de cloreto
de sódio
219
A reação que ocorre é descrita pela Equação1 em que estão descriminados os reagentes, o produto e a quantidade de energia envolvida no processo.
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s)
ΔH°f = -411,9kJ/mol
(Equação 1)
Antes de analisarmos a reação entre essas espécies é conveniente fazermos algumas considerações sobre os reagentes como espécies isoladas.
O sódio – Elemento químico de símbolo Na, número atômico 11 e massa
atômica 23u. Está situado na série química dos metais alcalinos, sólido na temperatura ambiente e como os outros metais é brilhante e bom condutor de
eletricidade. Seus compostos são muito abundantes na natureza, encontrado
no sal marinho e no mineral halita. Devido à sua reatividade, não é encontrado
livre na natureza. Diferente dos outros metais, no entanto, ele é muito macio
e facilmente cortado com uma faca. Na sua forma metálica é muito reativo. O
filme branco que cobre a superfície externa do metal é produto da sua reação
com oxigênio e umidade do ar. A tendência de o sódio reagir rapidamente com
oxigênio e água torna-o um reagente perigoso durante seu manuseio. Sódio
reage violentamente com a água, produzindo calor intenso e liberando o gás
inflamável hidrogênio. Na mesma reação forma uma substância chamada hidróxido de sódio, que é bastante corrosiva. O contato do sódio com a pele
pode causar queimaduras.
O cloro – Elemento químico de símbolo Cl, número atômico 17, massa
atômica 35,5u. O elemento cloro está na série química dos halogênios. Na temperatura ambiente é encontrado no estado gasoso, sob a forma de moléculas
diatômicas, Cl2. No estado puro, na sua forma diatômica (Cl2) e em condições
normais de temperatura e pressão, é um gás de coloração amarelo-esverdeada,
sendo duas vezes e meia mais pesado que o ar. É abundante na natureza e é
um elemento químico essencial para muitas formas de vida. Na forma concentrada, o cloro é especialmente perigoso se inalado, causando danos às vias respiratórias e podendo levar ao óbito. Inclusive, o gás cloro pode ser usado como
arma de guerra. Na natureza, não é encontrado em estado puro, já que reage
com rapidez com muitos elementos e compostos químicos, sendo encontrado
220
formando parte de cloretos e cloratos, sobretudo na forma de cloreto de sódio
nas minas de sal-gema e dissolvido na água do mar.
A reação – Quando o sódio metálico e o gás cloro entram em contato
eles reagem violentamente (como pode ser visto nos vídeos recomendados
anteriormente).
O sódio e o cloro estabelecem uma ligação iônica e formam o cloreto de
sódio sólido. A substância formada na reação é um sólido branco, NaCl, com
aparência muito diferente do sódio ou do gás cloro.
Na imagem a seguir temos um mineral encontrado em minas, conhecido
como halita, ou “sal de rocha”, formado por cloreto de sódio puro.
Cristais hexaédricos de halita (NaCl)
Analisando a reação, ela tem seu aspecto dramático e também mágico.
Temos aqui duas espécies químicas, sódio e cloro, que se ingeridas podem
produzir problemas graves à saúde do indivíduo, inclusive a morte. Mas quando
221
reagem uma com a outra, formam uma substância que é importante para nosso
organismo, o cloreto de sódio.
Esse evento é um exemplo, entre tantos, que fascinam os químicos. A
maioria das reações químicas não é tão espetacular como a que ocorre entre o
sódio e o cloro, mas elas ocorrem o tempo todo ao nosso redor. O entendimento das reações e a busca do controle delas podem ser úteis para todos e uma
conduta importante para a química na ciência moderna e em nossa sociedade.
22.1. Analisando a transformação ou reação
O NaCl é um composto constituído pelos elementos sódio e cloro. O primeiro pertence à família dos metais alcalinos da tabela periódica, já o segundo
pertence à família dos halogênios. Em termos de [ref. 10] eletronegatividade, temos os valores de 3,19 e 0,93 para o cloro e o sódio, respectivamente, com base
na tabela elabora pelo químico Linus Pauling. Devido à diferença de eletronegatividade ser maior que 1,7 (3,19 - 0,93 = 2,26), a ligação química entre o sódio
e o cloro assume um caráter predominantemente iônico, isto é, um elétron do
átomo sódio é “transferido” para o átomo de cloro, e ambos assumem uma
configuração eletrônica estável semelhante a de um gás nobre. (O assunto não
é tão simples como se pode depreender da estabilidade de estruturas eletrônicas semelhantes às de gases nobres. Maiores detalhes sobre o assunto serão
tratados em capítulos subsequentes do livro, envolvendo modelos de ligações
químicas).
Ao proporcionarmos o contato entre duas substâncias no seu estado fundamental, ocorre uma reação espontânea de formação do cloreto de sódio,
ou seja, uma reação que após iniciada (repare que nos vídeos indicados, para
dar início à reação dos reagentes em contato, em um dos casos foi necessário
adicionar uma gota de água, e no outro aquecer o sódio antes de colocá-lo
em contato com o gás cloro) ocorre sem a necessidade de agentes externos,
como fornecimento de calor ou catalisador, por exemplo. Por que isto ocorre?
A termodinâmica explica.
222
De maneira bastante sintética, tentaremos explicar porque a reação de
sódio metálico com cloro gasoso produzindo cloreto de sódio é espontânea,
conforme discutido anteriormente.
Para que um evento seja espontâneo, o valor da energia livre (energia
livre de Gibbs) do sistema tem que ser negativa. Essa energia é calculada segundo a equação termodinâmica:
ΔG = ΔH - TΔS
(Equação 2)
A energia livre é resultado da interação da variação da entalpia (ΔH) com
a variação da entropia (ΔS), sob efeito da temperatura (T). No caso do cloreto
de sódio, há uma diminuição da entropia, isto é, há uma organização maior do
produto em comparação aos reagentes, devido à formação do retículo cristalino organizado, resultando em ΔS < 0. Esse aspecto não colabora para um
processo espontâneo. Por quê? Perceba na Equação 2 que quando o valor de
ΔS for negativo, o termo TΔS será positivo, contribuindo para que o valor de ΔG
se torne mais positivo. Essa diminuição da entropia pode ser notada pela soma
dos mols dos reagentes em comparação a do produto na Equação 3.
1 Na(s) + ½ Cl2(g) → 1 NaCl(s)
(Equação 3)
São 1,5 mols de reagentes para 1 mol de produto. Não obstante a contribuição de ΔS diminuir o valor de ΔG, a liberação de energia (ΔH) é relativamente grande, garantindo o valor negativo de ΔG e explicando o caráter espontâneo da reação.
22.2. A formação do retículo cristalino do NaCl
A reação de formação do cloreto de sódio é exotérmica, ou seja, libera
energia durante a reação. Isso nos permite inferir que a energia livre dos produtos é menor que a dos reagentes e, mesmo havendo uma maior organização
(menor entropia), a reação se dá de forma espontânea devido ao processo ser
relativamente muito exotérmico.
223
As variações de energia que acompanham a formação do sólido, no caso
NaCl, a partir dos íons que o formam, podem ser calculadas teoricamente com
base no modelo iônico, no qual a principal a contribuição para a energia provém da interação coulômbica entre os íons, englobando tanto as de atração entre íons de cargas opostas, como as de repulsão entre íons de mesmas cargas.
Apesar do modelo fornecer uma estimativa da variação de energia de formação do sólido, seria interessante dispor de um caminho confiável que permitisse
medir experimentalmente essa variação.
Para determinarmos a variação de energia que acompanha a formação
do sólido, devemos fazer algumas considerações. A diferença na entalpia molar
entre um sólido e um gás de íons extremamente separados é denominada entalpia de rede ou reticular do sólido (ΔHrede ou ΔHreticular).
ΔHrede = Hm(íons) - Hm(s)
A entalpia de rede pode ser identificada com a variação de entalpia desprendida quando um mol do sólido em seu estado fundamental de energia é
formado a partir das quantidades adequadas de seus íons, em seus estados de
energia mínima. Alternativamente, a entalpia de rede pode ser definida como
a energia necessária para vaporizar um mol do sólido à pressão constante, formando seus íons constituintes no estado gasoso, em seus estados de energia
mínima. Obviamente, as energias envolvidas em cada definição terão o mesmo
valor absoluto, diferindo apenas no sinal de grandeza. Na primeira definição, o
valor seria negativo (processo exotérmico, no qual ocorre desprendimento de
energia para o ambiente), e no segundo, seria positivo (processo endotérmico,
no qual ocorre transferência de energia do ambiente para o sistema).
A entalpia de rede do NaCl(s) e de qualquer outro sólido não pode ser
medida experimentalmente através dos métodos típicos da Termoquímica.
Não há como colocar em contato isoladamente íons gasosos de cargas opostas
em quantidades estequiométricas para formar um sólido iônico, e medir calorimetricamente as variações de energia envolvidas. Entretanto, essa variação de
energia pode ser obtida por caminho que combine outras medidas acessíveis
experimentalmente. Como todas as grandezas termodinâmicas envolvidas no
224
processo de formação de um sólido iônico são funções de estado, obedecendo à Lei da Conservação de Energia (1ª Lei da Termodinâmica), suas formações
podem ser analisadas segundo um procedimento sistemático denominado Ciclo de Born-Haber (veja anexo 3).
O procedimento de Born-Haber consiste numa sequência de passos formando um ciclo. Um desses passos é a formação de uma rede cristalina a partir de íons gasosos. O ciclo acompanha as variações de entalpia que ocorrem
quando começamos com elementos puros, tais como o sódio Na(s) e o cloro
Cl2(g), os atomizamos a átomos gasosos, os ionizamos então íons gasosos, permitindo que esses íons formem um sólido iônico, e convertemos o sólido novamente a elementos puros. A única entalpia desconhecida é aquela do passo
em que o sólido iônico se forma a partir de íons gasosos, ΔHret. O ciclo de Born-Haber permite-nos calcular esse valor.
Do ponto de vista da formação da ligação iônica, temos que durante as
etapas propostas no Ciclo de Born-Haber poderia ocorrer a formação dos pares iônicos isolados em fase gasosa [Na+Cl-], em virtude da atração eletrostática
entre cargas elétricas de sinais opostos. O balanceamento entre a atração e a
repulsão eletrostática provoca o estabelecimento de uma distância interiônica
de equilíbrio, tornando o sistema mais estável que os íons isolados. Esses pares
estão na forma gasosa, mas, sob a atração eletrostática que é exercida sobre todos os íons, o conjunto de pares vai aumentando. Dessa forma, começa a ocorrer a reunião e a superposição dos pares, até que seja formado um único grupo
que constituirá um sólido cristalino macroscópico, tridimensional, de geometria
definida e estável. A estabilidade é atingida devido ao abaixamento da energia do sistema ligado, provocado pela liberação de energia: a energia reticular
(ΔHret). Assim, ΔHret pode ser considerada uma medida da energia (ou força) da
ligação iônica. Logo, quanto menor o valor de ΔHret, maior é a energia liberada
nessa etapa – mais estável é o retículo cristalino. No caso do NaCl, usando a lei
de Hess e o procedimento de Born-Haber, temos ΔHret em torno de -785 kJ/
mol. Esse valor concorda de uma maneira extraordinária com o valor calculado
teoricamente pela aplicação do modelo iônico na descrição da ligação iônica,
igual a -787 kJ/mol.
225
Assim, os ciclos de Born-Haber são instrumentos muito úteis para a obtenção de grandezas termodinâmicas impossíveis ou difíceis de serem determinadas experimentalmente. A formação de outros compostos iônicos ocorre de
maneira análoga àquela proposta para o NaCl, respeitando, é claro, as peculiaridades de cada ciclo e a estequiometria dos sais.
Existe uma propriedade nos sólidos chamada “número de coordenação”,
a qual representa o número de íons que circunda outro íon. No caso do NaCl(s),
o número de coordenação do íon Na+ é igual ao o íon Cl-, visto que há uma
relação de 1:1 entre eles. O produto da reação, cloreto de sódio, é composto de
íons Na+ e Cl-, arranjados em uma rede tridimensional regular.
Na imagem a seguir está representada parte da rede tridimensional do
cristal de NaCl, usando o modelo de esferas compactas, em que as azuis representam os íons Na+ e as verdes os íons Cl-. Os raios das esferas são proporcionais
aos raios reais dos referidos íons.
Representação de parte da estrutura cristalina do NaCl, usando o modelo de esferas compactas
Na próxima imagem, empregando o modelo de bastão e bola, no qual as
esferas tiveram seus tamanhos reduzidos proporcionalmente, mantendo as po-
226
sições dos núcleos no retículo, para facilitar a visualização das vizinhanças dos
íons Na+ e Cl-, agora representados pelas cores cinza e verde, respectivamente.
Representação tridimensional de uma porção de um retículo cristalino de cloreto de sódio, na qual as esferas
cinzas representam os íons Na+, e as esferas verdes os íons Cl-
Como pode ser visto na imagem anterior, cada íon Na+ está rodeado por
6 íons Cl- localizados à igual distância do íon central do arranjo, numa geometria
octaédrica. O mesmo ocorre com cada íon Cl-, rodeado agora por 6 íons Na+.
A estrutura dos sólidos iônicos pode ser explicada considerando-se os
tamanhos (raios) relativos dos íons positivos e negativos. Cálculos geométricos
simples permitem determinar quantos íons de um dado tamanho podem se
arranjar em torno de outro íon.
227
No cloreto de sódio, a relação de raios iônicos é igual a 0,52 e sugere um
arranjo octaédrico. Contudo, para fazer esses cálculos é necessário admitirmos
algumas idealizações. Por exemplo, considera-se os íons como esferas rígidas e
elásticas; a ligação entre os íons seriam 100% iônicas; os raios dos íons são exatos, dentre outras. Não obstante, mesmo sabendo que essas propriedades não
são exatas dessa forma, idealizações são necessárias para obtermos resultados
relativamente próximos ao real.
Portanto, as variações energéticas que acompanham a formação do sólido cristalino justificam a formação do produto cloreto de sódio com desprendimento de energia.
228
Capítulo 23
Cinética química
Como vimos anteriormente, o primeiro requisito para que uma reação
química ocorra espontaneamente é que ela seja favorecida termodinamicamente, isto é, que a energia livre total dos produtos seja menor que a dos reagentes.
Isto se traduz no fato conhecido de que todas as reações que se processam
espontaneamente tem valores de ΔG (ou ΔA) < 0. Este é o campo da Termodinâmica Química, cujos princípios básicos foram vistos nos capítulos anteriores.
No entanto, o fato de uma reação espontânea ser altamente favorecida
termodinamicamente não significa necessariamente que ela se processe de
modo rápido. Um exemplo ilustrativo de uma reação altamente favorecida termodinamicamente, mas que não se processa necessariamente com rapidez, é
a combustão do gás liquefeito de petróleo (GLP), ou gás natural (GN, gás encanado) que utilizamos em nossos fogões domésticos no preparo e aquecimento
de alimentos. O GLP é uma mistura de vários hidrocarbonetos, principalmente
propano (C3H8) e butano (C4H10). Para simplificar a situação, consideremos que
o GLP seja constituido quase que integralmente por butano. Uma consulta aos
dados termodinâmicos sobre a sua reação de combustão fornece os dados expressos na equação termoquímica que se segue:
C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g)
ΔHcombustão = -2.878 kJ/mol
229
Pelos dados se vê facilmente que a reação é altamente exotérmica, sendo
favorecida termodinamicamente – pois ΔH é bastante negativo, e o valor de
ΔS>0 (repare que o número de entidades do lado dos produtos [9] é maior que
do lado dos reagentes [7,5]); como resultado final ΔG < 0. Quando acendemos
normalmente um bico de gás do fogão, o gás penetra no bico, mistura-se com
o ar em quantidade adequada, e ao entrar em contato com o calor da chama
de um palito de fósforo, ou da faísca de um acendedor, a reação se inicia, queimando com uma chama azul tranquila. Parte do calor desprendido na reação
química de combustão do butano é utilizada no preparo de nossos alimentos,
enquanto outra parte é gasta no aquecimento de reagentes e produtos.
Agora considere que o mesmo bico se apagou, e a mistura butano-ar
continou vazando em um ambiente fechado (ou ainda, que alguma parte da
linha de gás apresentou vazamento), e o gás foi se misturando com o ar do
ambiente. Nessas condições, embora a mistura preencha todas as condições
termodinâmicas para que a reação de combustão do butano ocorra espontaneamente, ela não se inicia e nenhuma mudança é observada macroscopicamente. Esta é uma situação de alto risco, pois basta apenas uma faísca elétrica,
que pode ocorrer quando se liga um aparelho elétrico, para a reação se iniciar
e ocorrer explosivamente, provocando acidentes geralmente catastróficos. (A
titulo de informação, para tentar minimizar esse risco, como o GLP e o GN são
inodoros, adiciona-se mercaptana ao gás de cozinha. As mercaptanas são derivados orgânicos de enxofre, voláteis e de cheiro extremamente desagradável,
perceptíveis ao ar mesmo em concentrações extremamente baixas.)
Por que se observa essas diferenças de comportamento da mesma reação
nas duas condições? A resposta está no fato de que para uma reação termodinamicamente possível começar a ocorrer de modo macroscópico, as moléculas
devem se chocar com uma energia mínima, denominada [ref. 12] energia de
ativação. Os choques que ocorrerem com energia igual, ou maior, que a energia
de ativação pode fazer com que os reagentes tenham suas ligações quebradas,
e dos mesmos choques resultem a formação das ligações características dos
produtos formados. Para isso ocorrer, além dos choques preencherem esse requisito energético, as interações entre os reagentes devem ocorrer com orientações adequadas, para possibiltar a formação dos produtos. No caso do bico
230
de gás aceso normalmente, o contato com a chama de um palito de fósforo (ou
da faísca do acendedor) fornece a energia de ativação para que uma parte das
moléculas dos reagentes tenham a energia de ativação necesssária e a reação
se inicie em nível macroscópico. Uma vez iniciada a reação, o calor desprendido
nela faz com que mais moléculas dos reagentes atinjam o estado de ativação, e
a reação continua espontaneamente enquanto houver fornecimento da mistura dos reagentes nas proporções adequadas para a combustão, e a temperatura
do sistema seja tal que os choques entre as moléculas dos reagentes ocorram
com energia igual, ou superior, ao valor da energia de ativação.
Esses assuntos – energia de ativação, colisões moleculares, choques efetivos, e outros como catálise, mecanismo de reação etc. – estão relacionados
com o caminho de reação, objeto de estudo do ramo Cinética Química ou
Cinética de Reações.
Para termos um conhecimento razoável sobre Cinética Química, precisamos fazer uma breve discusão sobre a origem da energia de ativação de uma
reação, e os princípios básicos das principais teorias que abordam esse assunto.
23.1. Energia de ativação e as teorias correlacionadas
Em 1888, Svante Arrhenius sugeriu que as moléculas devem possuir certa
quantidade mínima de energia para reagir. De acordo com o modelo de colisão,
essa energia vem das energias cinéticas das moléculas se colidindo, proveniente da agitação das moléculas em função da temperatura. Nas colisões, a energia
cinética das moléculas pode ser usada para esticar, dobrar e basicamente quebrar ligações, levando a reações químicas.
Teoria das colisões
Como as reações ocorrem em nível molecular, podemos usar como modelo as reações em fase gasosa. Sabemos que a reação tem probabilidade de
ocorrer apenas quando os reagentes se encontram. O encontro de duas moléculas de gases é uma colisão. Se elas colidem com menos que determinada
energia cinética, elas simplesmente se separam. Se elas se encontram com mais
231
do que tal energia, ligações podem quebrar-se e novas podem se formar. A
energia cinética mínima (Emin) para uma reação foi denominada energia de ativação (Ea). O valor da Ea varia de reação para reação.
A frequência com que as moléculas colidem e a fração dessas colisões
que tem ao menos a Emin também devem ser consideradas. Para a efetividade
da ocorrência da reação, além das espécies terem Ea, devemos considerar a direção relativa na qual as moléculas estão se movendo quando colidem.
De acordo com a teoria de colisões de reações em fase gasosa, uma reação ocorre somente se as moléculas reagentes colidem com uma energia cinética no mínimo igual à Ea, e os choques ocorrerem com a orientação correta
para formar os produtos, no que é denominado choque efetivo.
Para ilustrar a exigência de orientação das moléculas para que os choques sejam efetivos, consideremos o caso da reação espontânea que ocorre
em fase gasosa entre H2 e I2, formando HI, representada pela equação química:
H – H(g) + I – I(g) → 2 H – I(g)
Quando as moléculas lineares de H2 e I2 se chocam, podemos visualizar
várias possibilidades de aproximação, algumas delas esquematizadas a seguir.
H
H
H
I
I
I
H
Esquema 1
Esquema 2
H
H
I
I
I
Esquema 3
Uma análise simples das três situações esquematizadas (obviamente, todas as orientações intermediárias entre as moléculas seriam possíveis nos choques) mostra que apenas a representada no Esquema 3 teria condições de, por
um simples rearranjo das ligações H – H e I – I, dar origem a duas moléculas de
HI no evento do choque. Diz-se que apenas os choques que ocorrem no Esquema 3 são choques efetivos. Se esses choques atenderem também à exigência
232
de ocorrerem com energia cinética maior, ou igual, à Ea, a reação ocorrerá com
velocidade mensurável.
Teoria do complexo ativado
A teoria das colisões se aplica às reações em fase gasosa, e pode ser estendida, em parte, para reações em solução. Em solução as moléculas não se
deslocam pelo espaço tão livremente como no estado gasoso, pois estão rodeadas pelas moléculas do solvente. Para ocorrer colisão entre duas moléculas de
reagentes, elas têm que se desviar das moléculas de solvente que as rodeiam, e
ficar nas vizinhanças umas das outras.
Nessa teoria, considera-se que duas moléculas ao se aproximarem vão se
deformando à medida que se encontram. Em fase gasosa, a deformação é a colisão. Em solução, a aproximação é uma trajetória em ziguezague entre as moléculas do solvente e a deformação pode não ocorrer até que duas moléculas dos
reagentes tenham se encontrado e recebido um impulso, ou “chute” vigoroso
das moléculas do solvente ao redor. O encontro entre as duas moléculas resulta
em um complexo ativado, uma combinação das duas moléculas, que pode
formar os produtos, ou separar-se, regenerando os reagentes não modificados.
No complexo ativado, as ligações originais se esticaram e enfraqueceram e as
novas ligações estão apenas parcialmente formadas.
Podemos visualizar a essência da teoria do complexo ativado através da
reação de transferência de próton entre as moléculas do ácido fraco HCN e a
água, que ocorre segundo a reação de equilíbrio em solução aquosa:
HCN
+
H 2O
CN-
+
H3O+
O complexo ativado poderia ser representado como consistindo de uma
molécula HCN com seu átomo de hidrogênio envolvido em uma ligação hidrogênio com o átomo de oxigênio de uma molécula de água, e posicionado a
meio caminho entre as duas moléculas, como esquematizado a seguir.
233
NC
H
O
H
Complexo Ativado
Nesse ponto, o átomo de hidrogênio que se liga parcialmente aos átomos de C e H ao mesmo tempo no complexo ativado, poderia voltar a formar
a ligação integral com o átomo de C, regenerando os reagentes HCN e H2O, ou
sair e romper a ligação parcial C – H para formar a ligação integral com o átomo
de O, dando como produtos H3O+ e CN-. Esses caminhos estão esquematizados
a seguir.
ligação parcial O-H é rompida
ligação C-H é refeita
NC
H
HCN + O
O
H
Complexo Ativado
ligação parcial C-H é rompida
ligação O-H é formada
(reagentes são regenerados)
H
+
CN- +
O
H H
(reação se processa, e os
produtos são formados)
Na Teoria do complexo ativado, a energia livre de ativação (ΔG#) é a medida da energia do complexo ativado com relação à dos reagentes (os valores
de ΔG# e de Ea são facilmente correlacionados). O perfil da reação mostra como
a energia varia à medida que os reagentes se encontram, formam o complexo
ativado e continuam para formar os produtos, ou regenerar os reagentes.
234
E
n
e
r
g
i
a
Complexo Ativado
Reagente
G#
Greação
Produtos
Caminho da reação
À medida que os reagentes se aproximam, caminhando para o lado dos
produtos no gráfico, a energia do sistema aumenta (lado esquerdo do gráfico,
em relação ao máximo de energia, correspondente ao ponto em que ocorre a
formação do complexo ativado). Se os reagentes têm energia menor que ΔG#, a
energia é dissipada, os reagentes se separam, e os reagentes são regenerados.
Se eles têm energia igual a ΔG#, o complexo ativado é formado, correspondendo ao ponto de máxima energia ao se caminhar no gráfico, indo dos reagentes para os produtos. Quando o sistema está nesse ponto, duas situações,
já descritas anteriormente, podem ocorrer. Na primeira, o sistema passa pelo
topo da barreira e continua caminhando para o lado dos produtos. Quando a
configuração do sistema atinge a configuração dos produtos, os componentes
do sistema se separam, dando origem aos produtos. No sistema representado
no gráfico, a diferença de energia entre reagentes e produtos é emitida para o
ambiente, geralmente na forma de calor, pois se trata de uma reação espontânea, constituindo a grandeza termodinâmica ΔGreação. Na segunda situação
possível, embora a configuração do complexo ativado tenha sido atingida, sua
235
energia é dissipada, e o sistema retorna às configurações de origem. Nesse caso,
não ocorrerá a formação dos produtos, e os reagentes serão regenerados. Se a
maior parte das moléculas do sistema tiver alta energia, de modo que grande
parte das interações entre os reagentes tiverem um nível de energia maior que
a barreira de ativação ΔG#, a reação ocorrerá rapidamente.
Segundo essa teoria, uma reação ocorre apenas se duas moléculas adquirem energia suficiente, proveniente da energia cinética das moléculas dos
reagentes e talvez do solvente ao redor, para formar um complexo ativado e
atravessar uma barreira energética. A energia cinética média das partículas que
compõe um sistema está diretamente relacionada com a temperatura em que
a reação ocorre.
23.2. O uso da Teoria do estado de transição na análise da cinética da
reação espontânea de formação de água, a partir de hidrogênio
e oxigênio moleculares
A reação de formação de água líquida pela reação entre hidrogênio e
oxigênio moleculares nas condições padrão (25ºC e 1 atm de pressão), representada pela equação termoquímica
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
ΔHof = -285,83 kJ/mol
é altamente favorecida termodinamicamente, devido ao alto valor de sua
entalpia, sendo uma reação espontânea. Uma vez iniciada a reação numa mistura de reação contendo os gases reagentes, a quantidade de calor desprendida é muito elevada. A grande quantidade de energia liberada no processo eleva
a temperatura dos reagentes e aumenta de tal modo a velocidade de reação
que pode se tornar explosiva.
No entanto, se pequenas quantidades (por motivos de segurança) de
uma mistura de O2 e H2 nas quantidades estequiométricas para a formação de
água for introduzida cuidadosamente num recipiente limpo, e isolado do ambiente, de modo que não esteja exposto a luz solar, faíscas elétricas, chamas ou
236
catalisador, a mistura pode ser mantida por longo tempo, sem que se observe
formação de quantidade macroscópica de água líquida.
Por outro lado, se a mistura gasosa for exposta a fatores externos, tais
como faísca elétrica, chama, adição de catalisador adequado, a reação se processa rapidamente, formando água, que se liquefaz quando o sistema esfriar.
Por que isto ocorre? Para explicar o observado, vamos utilizar um diagrama do item anterior, onde são representadas as energias livres de reagentes
e produtos, e a variação de energia que ocorre quando os reagentes interagem, formam o complexo ativado, que posteriormente se decompõe, originando os produtos. Como visto anteriormente, as energias livres de reagentes e
produtos são funções de estado, não dependendo do caminho da reação que
transforma reagentes em produtos. No diagrama que estamos utilizando, os
patamares referentes aos reagentes e produtos representam justamente suas
energias livres (Greagentes e Gprodutos). A diferença entre as energias representadas
pelos dois patamares (Gprodutos - Greagentes) é justamente a variação de energia livre
que acompanha a reação (ΔGreação), que torna esta termodinamicamente possível e espontânea.
Então, porque a reação espontânea de formação de água a partir de uma
mistura de oxigênio e hidrogênio não se processa com velocidade mensurável,
quando isolada das influências externas já mencionadas?
Isto ocorre porque, se a variação de energia livre termodinâmica é uma
função de estado, a função envolvida com o caminho da reação que transforma
reagentes em produtos (ΔG#) não é uma função de estado, sendo dependente
do caminho seguido pela sistema ao ir de reagentes a produtos.
No caso da reação entre H – H e O = O, a formação da molécula de água
envolve a quebra das ligações químicas entre dois átomos de H e da ligação
dupla entre os átomos de O, com energias de ligação iguais a 436 kJ/ mol e 494
kJ/mol, respectivamente. Essas energias de ligação estão entre as mais elevadas
para moléculas diatômicas. Como consequência, o valor de (ΔG#) é elevado.
Na temperatura ambiente, as interações entre as moléculas dos reagentes têm
energias que estão muito abaixo do valor mínimo para permitir a formação de
concentração significativa de complexo ativado. Como consequência, a veloci-
237
dade de passagem pelo topo da barreira de ativação é praticamente nula, e não
se observa a formação de água em nível macroscópico.
Quando a mistura gasosa é exposta à ação de uma faísca elétrica, ou à
chama de um fósforo, a energia externa fornecida faz com a energia média
de um número de moléculas atinjam e ultrapassem a energia da barreira de
ativação. Com isto, aumenta o número de moléculas de reagentes que formam
produto, liberando diferença de energia na forma de calor. A energia liberada,
por sua vez, aumenta ainda mais a energia média do sistema, aumentando a
velocidade de reação. Se houver uma quantidade grande da mistura reacional,
o aumento da velocidade pode se tornar tão grande que a reação se torna explosiva. Isto foi o que ocorreu em 1932 com o dirigível Hindenburg, preenchido
com hidrogênio puro, que se rompeu ao aterrissar durante uma tempestade
em New Jersey, EUA. Com a liberação de hidrogênio e mistura com o ar, bastou
uma faísca elétrica para que o dirigível fosse inteiramente consumido pelas labaredas em instantes.
Se a uma nova porção da mistura reacional de H2 e O2 isolada for adicionada uma pequena quantidade de esponja sólida de platina, um catalisador
bastante conhecido, novamente a reação se processa rapidamente, formando
água, com a liberação de grande quantidade de calor. O que ocorre nesse caso?
É o próprio caminho de reação que é alterado, em consequência do contato
entre a alta área superficial da esponja de platina com os reagentes gasosos.
Sabe-se que quando H2 puro é colocado em contato com a superfície da esponja de platina há interações intensas, que fazem com que o sistema se aqueça. Há tempos se sabe que em consequência dessas interações, a ligação H – H
é alongada. Quando o mesmo fenômeno ocorre na mistura gasosa, o alongamento da ligação H – H facilita sua quebra, diminuindo a energia de ativação
em relação ao processo não catalisado, isto é, ΔG#catalisado < ΔG#não catalisado. Com
o abaixamento da barreira de ativação pela adição do catalisador, embora a
energia média dos reagentes não tenha se alterado, haverá um número maior
de moléculas de reagentes que têm condições de ultrapassar a barreira menor,
fazendo com que a reação siga a tendência prevista pela Termodinâmica.
238
23.3. As leis de velocidades de reações
Um dos objetivos da Cinética Química é a determinação da lei de velocidade de uma reação. Essa lei é uma expressão matemática que relaciona
a velocidade de consumo de um reagente, ou de produção de um produto,
com as concentrações dos reagentes (eventualmente também de produtos).
Tomemos o caso da reação química representada pela equação química que se
segue, e sua lei de velocidade determinada experimentalmente em uma dada
temperatura constante, como exemplo de uma lei cinética e os significados de
suas partes (Atkins; Jones, 2001, p.649).
2 NO2(g) → 2 NO(g) + O2(g)
V = velocidade de consumo de NO2 = k [NO]2
Observação: A velocidade da reação pode também ser expressa em termos do surgimento de produtos. Obviamente, o sinal da velocidade é oposto
à do consumo de reagentes. Além disso, deve ser levado em conta também a
estequiometria da reação. Por exemplo, se expressarmos a velocidade da reação em termos da velocidade de formação de O2, teremos que levar em conta
os seus sinais opostos, e o fato da formação de 1 molécula de O2 consumir duas
moléculas de NO2. Assim,
Vformação de O = - 1 Vconsumo de NO
2
2
2
Agora, se expressarmos a velocidade da reação em termos da velocidade
de formação do produto NO, como a formação de 2 moléculas de NO consome
2 moléculas de NO2, suas velocidades terão o módulo, mas sinais opostos:
Vformação de NO = - Vconsumo de NO
2
A lei de velocidade da reação determinada experimentalmente está expressa em termos do desaparecimento de NO2. Na expressão matemática que
239
relaciona a velocidade de reação com a concentração de NO2 (lado direito da
expressão), há dois termos:
•
k – denominado constante de velocidade da reação, uma constante
para a temperatura em que as medidas experimentais foram efetuadas; e
•
[NO2]2 – representa a concentração do reagente que influi na velocidade da reação, medido em cada instante da reação, elevada ao
índice 2. Esse índice é denominado ordem da reação em relação ao
reagente NO2.
O que significa, na prática, dizer que a ordem de reação do reagente NO2
é igual a 2? Consideremos uma determinação da velocidade de reação a uma
dada temperatura constante, utilizando uma concentração inicial x do reagente
NO2, [NO2] = x. A velocidade da reação nessas condições (Vx) é dada pela equação:
Vx = k x2
Consideremos agora uma nova determinação experimental da lei de
velocidade da reação, realizada na mesma temperatura da anterior, em que a
concentração inicial de NO2 é dobrada, [NO2] = 2x. A velocidade de reação nas
novas condições (V2x) é dada pela equação:
V2x = k(2x)2 = 4k x2
Se fizermos a relação entre as velocidades de reação medidas nas duas
concentrações iniciais de NO2,
V2x 4kx2
=
= 4 ⇒V2x = 4Vx
Vx
kx2
240
Isto significa que, quando a concentração do reagente NO2 é dobrada, a
velocidade de reação é quadruplicada; o fato observado experimentalmente é
consequência direta do fato da reação ter ordem de reação 2 em relação a esse
reagente.
No caso da reação utilizada como exemplo, há coincidência entre a ordem da reação em relação ao reagente NO2 e seu coeficiente estequiométrico.
No entanto, deve ser deixado bem claro que ordens de reação são grandezas
determinadas experimentalmente, através de medidas experimentais das cinéticas
das reações. Pode ocorrer das medidas cinéticas indicarem ocasionalmente que
a ordem de reação de um reagente é igual ao seu coeficiente estequiométrico,
como no exemplo empregado. No entanto, mesmo nesse caso a ordem de reação deve ser comprovada experimentalmente, como já dito. Resumindo, é um
erro conceitual grave escrever a equação de velocidade de uma reação química
baseando-se apenas na equação química da reação global balanceada.
Para ilustrar mais esse aspecto, vamos utilizar um exemplo clássico (Atkins;
Jones, 2001, p.650), que é o da reação espontânea entre os íons persulfato (S2O82)
e iodeto (I- ) em solução aquosa, segundo a reação global representada pela
equação química balanceada:
S2O82-(aq) + 3 I-(aq) → 2 SO42-(aq) + I3-(aq)
Medidas experimentais relacionando as velocidades de reação com as
concentrações dos reagentes, utilizando os métodos da Cinética Química, levaram à seguinte lei de velocidade, expressa em termos da velocidade de desparecimento de S2O82-, representada por Vr:
Vr = k [S2O82-] [I-]
Na equação, k é a constante de velocidade da reação nas condições de
temperatura e meio reacional empregadas nos estudos, e [S2O82-] e [I-] são as
concentrações instantâneas dos reagentes que influem na velocidade da reação, cada uma delas com índice 1. Diz-se, então, que a reação é de ordem 1 em
241
relação à concentração de cada um dos regentes, e ordem total 2 (soma das
ordens parciais de reação dos dois reagentes).
Uma pergunta que surge frequentemente quando esse resultado experimental é apresentado é: como é possível que o coeficiente da concentração
de I- seja 1, se a reação global exige 3 íons I- para reagir com 1 íon S2O82-, como
indicado pelos coeficientes da equação química balanceada?
A resposta está no fato de que as reações raramente ocorrem em única
etapa, especialmente as que envolvem números maiores de entidades reagentes. Normalmente, as reações se processam em várias etapas mais simples – denominadas [ref. 16] etapas elementares, constituindo o que é conhecido como
[ref. 24] mecanismo de reações, um dos objetos de estudo da Cinética Química
(e fora dos objetivos neste livro). A velocidade de uma reação é determinada
por sua etapa mais lenta – a [ref. 15] etapa determinante da velocidade. Todas
as etapas que antecedem a etapa determinante da reação se refletem na formação do complexo ativado. Assim, as concentrações das espécies envolvidas
até a etapa determinante da velocidade aparecem na lei de velocidade, com os
números de vezes que cada uma delas aparece na sequência de etapas constituindo suas ordens de reação. Etapas rápidas que se seguem à etapa determinante da velocidade não mais influem na velocidade de reação e, portanto, as
concentrações das espécies envolvidas nessas etapas não aparecem na equação de velocidade experimental.
Para ilustrar melhor esses aspectos, consideremos a lei de velocidade
determinada experimentalmente para a reação de nosso exemplo. A ordem 1
para ambos os reagentes indica que até a etapa determinante da velocidade
de reação, na qual o complexo ativado é formado, está envolvida apenas a interação entre 1 íon S2O82- e 1 íon I-. As reações envolvendo os outros dois íons I-,
necessários para que a reação se processe até o fim, ocorrem em etapas rápidas
que sucedem a etapa determinante da velocidade, não influindo nas velocidades de reação, e estando fora do alcance de estudos cinéticos.
Apenas para mencionar, outro aspecto importante envolvido em cinéticas de reações ocorre em reações envolvendo equilíbrio reversível. Em algumas
reações observa-se que na expressão da lei de velocidade experimental aparecem concentrações de produtos da reação, com a velocidade da reação direta
242
diminuindo com o aumento da concentração do produto. Isso resulta da reação
inversa, que tem velocidade nula no início do estudo, quando a concentração de
produto é nula, e que à medida que o produto é formado, tem sua velocidade aumentada. Detalhes sobre esses e outros sistemas estão além de nossos objetivos
aqui, e não serão abordados em maiores detalhes. Aos interessados no assunto,
recomenda-se o capítulo de Cinética Química de Atkins & Jones (2001).
23.4. Generalizações sobre fatores que influem nas velocidades de
reações químicas
Uma vez tendo estudado com mais detalhes a origem e significado das
características das reações químicas e os fatores que influenciam suas velocidades (aspectos macroscópicos dos estudos cinéticos), e das teorias que procuram
interpretar os comportamentos das reações em termos microscópicos, vamos
finalizar esta parte apresentando generalizações úteis para o estudo do assunto.
Natureza dos reagentes
Dependendo de quais substâncias reagem, o tempo de tais reações varia, ou, mais detalhadamente, a rapidez ou velocidade com que se formam ou
rompem as ligações dependem da natureza dos reagentes. Exemplos típicos
de reações rápidas são as de combustão dos explosivos e as de neutralização
ácido-base.
Quando a formação de ligações covalentes toma lugar entre as moléculas e quando moléculas grandes são formadas, as reações tendem a ser muito
lentas. A natureza e força das ligações em moléculas influencia grandemente a
taxa de sua transformação em produtos. As reações que envolvem menor rearranjo de ligações ocorrem mais rapidamente do que as que envolvem maior
arranjo de ligações, como se evidencia nas diferentes velocidades de formação
de polímeros.
243
Temperatura
Com o aumento da temperatura, aumenta a energia cinética média das
moléculas em um sistema e, consequentemente, o número de colisões efetivas entre elas. Alimentos na geladeira, por exemplo, leite, ovos, carnes etc.,
demoram muito mais para estragar do que no ambiente. Isto porque as reações
químicas feitas pelos microorganismos decompositores são retardadas pelas
baixas temperaturas.
Há uma regra, que foi formulada no século XIX pelo holandês Jacobus
Henricus van’t Hoff, que diz que um aumento de 10oC na temperatura do sistema
que irá reagir duplica a velocidade da reação. Hoje sabe-se que essa regra apresenta várias exceções, mas ela é muitas vezes útil para se fazer previsões aproximadas do comportamento da velocidade de certas reações. Ela é conhecida
como Regra de Van’t Hoff.
Estado físico
O estado físico (sólido, líquido, ou gás) de um reagente é também um importante fator da taxa de reação. Quando reagentes estão na mesma fase, como
em solução aquosa, o movimento térmico os coloca rapidamente em contato.
Entretanto, quando eles estão em diferentes fases, a reação é limitada à interface entre os reagentes. A reação somente pode ocorrer na área de contato, no
caso de um líquido ou gás, na superfície de um líquido. Agitação vigorosa e/
ou turbilhonamento podem ser necessários para conduzir a reação a realizar-se
completamente. Isto significa que quanto mais finamente dividido um sólido à
sua maior área de superfície, mais rápida será a reação.
Superfície de contato
Se numa reação atuam reagentes em distintas fases, o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade da reação. Considerando,
por exemplo, uma reação entre uma substância sólida e uma líquida, quanto
mais reduzida a pó estiver a substância sólida, maior é a superfície de contacto
244
entre as partículas de ambas as substâncias e, portanto, maior é a possibilidade
de essas partículas colidirem umas com as outras. Fazendo-se uma analogia,
por exemplo, quando se acende uma fogueira, usa-se palha ou papel e destes
acende-se as mais grossas porções de lenha.
Presença de um catalisador
Os catalisadores aumentam a velocidade de uma reação química, mas
não participam do processo global de formação dos produtos, sendo completamente regenerados ao final da reação. O catalisador acelera a reação, pois
diminui a energia de ativação das moléculas, ao fornecer rota de reação com
energias de ativação menor que a da reação não catalisada.
Um erro conceitual comum cometido em relação aos catalisadores é afirmar que eles não participam da reação. Como é possível que a simples presença de um catalisador na mistura reacional, sem nenhuma participação na
reação, pode influir na reação, fornecendo um caminho alternativo para a reação se processar? Neste erro conceitual está envolvida uma confusão entre o
fato de que a concentração e a natureza química do catalisador permanecem
inalteradas ao final da reação química, e a conclusão errônea de que, por isto,
ele não participa das etapas envolvidas na reação catalisada. Por exemplo, a formação de H2O a partir da reação no estado entre H2 e O2 em sistema isolado de
vários fatores externos (sistema já discutido anteriormente) é extremanente lenta no processo não catalisado, devido à elevada energia de ativação envolvida.
Com a adição de esponja de platina sólida à mistura, ocorre interação entre os
reagentes gasosos e a superfície elevada da esponja de platina, que torna mais
fácil romper as ligações químicas para originar a água. Hoje se sabe que as moléculas de H2 são adsorvidas na superfície da platina, sofrem a reação formando
água, que posteriormente se desliga da superfície do catalisador, liberando o
sítio para a ocorrência de interações com outras moléculas de H2, e a continuidade da reação. Ao final da reação, a superfície da esponja está exatamente com a mesma composição inicial, permanecendo inalterada quimicamente
no processo como um todo. O processo em questão é denominado cátalise
heterogênea, pois ocorre na interface sólido-gás.
245
Outras observações a respeito da participação do catalisador no processo relacionam-se com reações em que atua um catalisador homogêneo, em
que reagentes e catalisador estão na mesma fase. Um exemplo clássico é o da
reação em solução aquosa entre I3- e N3-, que na ausência de catalisador é extremanente lenta (Atkins; Jones, 2001, p.678). A adição de gotas de CS2 líquido ao
sistema faz com que a reação ocorra rapidamente, segundo a equação:
I3-(aq) + 2 N3-(aq)
CS2
3 I-(aq) + 3 N2(g)
Com lei de velocidade experimental dada pela equação:
Velocidade de desaparecimento de I3- = k [CS2] [N3-]
Os termos das equações têm os significados usuais já discutidos anteriormente. O extraordinário não é o fato da concentração de I3- não aparecer na
expressão da lei de velocidade; isto significa que, como discutido anteriormente,
I3- não está envolvido até a etapa determinante da velocidade da reação.
O extraordinário é que, apesar de nem ser um dos produtos da reação, a
velocidade da reação tem uma dependência de primeira ordem em relação à
concentração de CS2 presente no meio reacional! Isto é uma prova inequívoca
de que a molécula CS2 partcipa de alguma etapa elementar da reação que antecede a etapa lenta, sendo posteriormente liberada quimicamente inalterada
para o meio reacional! Ocorrência desse tipo é bastante comum em sistemas
químicos usuais, de importância acadêmica, em processos industriais e em processos metabólicos em seres vivos.
É sempre importante destacar que um catalisador, independentemente
de sua natureza, só acelera uma reação que seja termodinamicamente possível.
Concentração dos reagentes
O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Isso faz com que seja maior a probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado.
246
Pressão
Um aumento de pressão em um sistema em reação implica uma diminuição em seu volume. Desse modo, haverá um número maior de partículas reagentes por unidade de volume (aumento na concentração), o que possibilitará
um maior número de colisões efetivas entre as partículas.
É importante notar que a pressão só exerce influência significativa na taxa
de reação quando houver ao menos uma substância gasosa como reagente.
247
Anexos
Anexo 1
A lei da conservação das massas
A lei da conservação das massas foi publicada pela primeira vez 1760,
em um ensaio do químico russo Mikhail Lomonosov. No entanto, sua obra não
teve repercussão na Europa Ocidental, cabendo ao francês Antoine Laurent
Lavoisier o papel de tornar mundialmente conhecido o que hoje se chama lei
de Lavoisier.
Por volta de 1774, o químico francês realizava experiências sobre a [ref. 7]
combustão e a [ref. 4] calcinação de substâncias. Com o objetivo de utilizar métodos quantitativos, Lavoisier empregava a balança como um de seus principais
instrumentos para acompanhar as atividades experimentais. Observou que, das
reações de calcinação de metais expostos ao ar, sempre resultavam óxidos cujo
peso era maior que o do metal de partida. Ao contrário, na combustão de um
pedaço de carvão exposto ao ar, a massa restante ao final do processo era sempre menor que a massa inicial.
Depois que adquiriu informações sobre as características do gás que ativava a queima de outras substâncias (que mais tarde foi denominado pelo próprio Lavoisier como oxigênio, que quer dizer gerador de ácidos), passou a fazer
experiências com o mesmo e acabou por deduzir que a combustão e a calcinação nada mais eram que o resultado da reação de combinação desse gás
248
com as outras substâncias. Através dos resultados dos experimentos realizados
em sistemas fechados, onde as massas de reagentes e produtos gasosos poderiam ser medidas com precisão, concluiu que as variações de massa observadas
quando as reações eram realizadas em sistemas abertos correspondia à massa
da substância inicialmente empregada, mais a massa do gás a ela incorporada
ou perdida através da reação.
O que hoje pode parecer evidente, nem sempre o foi. Você pode rever o
assunto consultando o conteúdo do capítulo 4, da parte I, que trata da Teoria
do Flogisto. Queimando-se magnésio, cientistas anteriores a Lavoisier observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, notavam uma
perda de massa. Coube a Lavoisier, percebendo que esses ensaios deveriam
ser feitos em sistemas fechados, esclarecer que a diferença de massa se devia à
absorção ou liberação de gases durante as reações.
Lei de Lavoisier
Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir
que, numa reação química que se processe num [ref. 34] sistema fechado, a
massa permanece constante, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual
à soma das massas dos produtos:
m(reagentes) = m(produtos)
Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16
gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo
modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio
ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.
Através de seus trabalhos, o químico francês pôde enunciar uma lei que
ficou conhecida como lei da conservação das massas ou lei de Lavoisier (Lavoisier, 1789): “Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total
antes da reação é igual à massa total após a reação”.
Ou ainda: numa reação química a massa se conserva porque não ocorre
criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados; eles apenas se
249
rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados.
Ou ainda, filosoficamente falando: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Atualmente, sabemos que a lei de Lavoisier, como inicialmente proposta,
só não se aplica às reações nucleares, em que a energia envolvida é proveniente da transformação significativa de matéria em energia. Uma reação nuclear
geralmente envolve [ref. 36] transmutação nuclear, na qual, além da mudança
na natureza dos núcleos dos átomos participantes, a massa inicial dos núcleos reagentes é maior que a massa final de núcleos produzidos no processo,
ocorrendo o fenômeno conhecido como “perda de massa”. Essa massa perdida
é transformada em energia, que pode ser calculada pela famosa equação de
Einstein, ΔE = (Δm)c2, em que ΔE é a energia liberada no processo, Δm é a massa perdida no processo, e c é a velocidade da luz no vácuo, aproximadamente
igual a 300.000 km/s. Como a energia global é sempre mantida (obedecendo a
Primeira Lei da Termodinâmica), nas reações nucleares há conservação da (energia + massa) de reagentes e produtos, em vez de somente a massa prevista pela
lei de Lavoisier para as reações químicas. Isto se explica facilmente, pois mesmo
as reações químicas com os maiores desprendimentos de energia conhecidos,
são apenas fração insignificante das energias envolvidas numa reação nuclear!
Para termos ideia da magnitude das energias envolvidas em processos
nucleares, vamos supor que em uma determinado processo nuclear houve a
perda de massa de 1 grama, e que foi inteiramente transformado em seu equivalente em energia. Aplicando a fórmula de Einstein, temos:
Δm = 1 g = 1 x 10-3 kg
c = 300.000 km.s-1 = 300.000 km.s-1 x 103 m . km-1 = 3 x 108 m.s-1
ΔE = (Δm) x c2 = 1 x 10-3 x (3 x 108)2 = 1 x 10-3 x 9 x 1016 = 9 x 1013 kg. m2.s-2
ΔE = 9 x 1013 J
Só a título de comparação, na formação de 1 g de água líquida através
da reação entre hidrogênio e oxigênio gasosos há o desprendimento de aproximadamente 16 x 103 J!
250
Anexo 2
Lei de Proust
A lei de Proust, também conhecida por lei das proporções constantes ou
lei das proporções definidas, foi elaborada em 1794 pelo químico francês Joseph Louis Proust. Ele realizou experimentos com substâncias puras e concluiu
que independentemente do processo usado para obtê-las, a composição em
massa dessas substâncias era constante.
Proust verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos
que participam da reação obedecem sempre a uma proporção constante. Essa
proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de
reagentes utilizados.
Assim, para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando
água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:
Experimento
Hidrogênio(g)
Oxigênio(g)
Água(g)
I
10
80
90
II
2
16
18
III
1
8
9
IV
0,4
3,2
3,6
Ou seja, qualquer amostra de água apresenta sempre 88,9% de oxigênio
e 11,1% em massa de hidrogênio combinados na mesma proporção. Sempre na
proporção constate de 1/8 em massa de hidrogênio e oxigênio.
Observe ainda que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma
da massa dos reagentes, o que concorda com a lei de Lavoisier. As massas dos
reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes,
mas as relações entre elas são sempre constantes.
A lei de Proust é uma das leis ponderais, ou seja, aquelas que estabelecem relações entre as massas das substâncias que participam das reações quimicas. No exemplo da água:
251
mO/mH
mágua/mH
mágua/mO
80/10 = 8
90/10 = 9
90/80 = 1,125
16/2 = 8
18/2 = 9
18/16 = 1,125
8/1 = 8
9/1 = 9
9/8 = 1,125
3,2/0,4 = 8
3,6/0,4 = 9
3,6/3,2 = 1,125
No caso das reações originando uma substância a partir de seus elementos constituintes, o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte: A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independente do processo químico pelo qual a
substância é obtida.
Essa lei foi, mais tarde, a base para a teoria atômica de Dalton, que a corrobora.
A lei de Proust foi estudada e aprovada, e posteriormente estendida a
qualquer reação química. É importante ressaltar que na época em que foram realizados os experimentos descritos, os cientistas não tinham acesso a aparelhos
modernos de pesagem; as balanças existentes nessa época permitiam obter
um peso4 não muito preciso, mas isto não impediu que fossem introduzidos os
conceitos que temos acesso hoje.
4
Mantivemos a palavra peso, termo que era utilizado na época.
252
Anexo 3
Ciclos de Born-Haber
Um ciclo de Born-Haber é um ciclo que estabelece relações entre várias
grandezas termodinâmicas. Baseia-se na lei de Hess, discutida no item 21.1.5,
que diz que é possível calcular a variação de entalpia associada a uma reação
química pela soma algébrica das variações de entalpia de outras reações químicas cujas equações, depois de somadas, dão a equação inicial.
Na prática, isto equivale à seguinte situação – quando se toma um sentido arbitrário de direção para percorrer um ciclo a partir de um ponto inicial, ao
retornar ao mesmo ponto de partida a energia total envolvida é zero.
Considere-se esquematicamente dois estados, um final e um inicial, que
é possível relacionar de forma direta através da variação de entalpia ΔH1, ou
então por qualquer sucessão de estados intermédios separados pelas variações
de entalpia: ΔH2, ΔH3, ... ΔHn. Representa-se de forma abstrata um ciclo para n =
5. No ciclo, para processos endotérmicos, desenha-se as setas apontando para
cima, e para processos exotérmicos desenha-se as setas apontando para baixo.
�H
ΔH33
ΔH22
�H
Estado inicial
�H
ΔH44
�H
ΔH55
�H11
ΔH
Estado final
253
Partindo do estado inicial e tomando o sentido anti-horário para percorrer o
ciclo, todas as entalpias que tiverem setas concordando com o sentido adotado
têm sinal positivo. As orientações opostas ao sentido têm sinal negativo, o que
resulta em: - ΔH2 + ΔH3 - ΔH4 + ΔH5 -ΔH1 = 0 .
Segundo a lei de Hess, ΔH1 = - ΔH2 + ΔH3 - ΔH4 + ΔH5.
É assim que os ciclos de Born-Haber têm sido usados, por exemplo, para
calcular energias reticulares, entalpias de dissolução, ou na previsão da estabilidade
termodinâmica de um dado composto, através da sua entalpia de formação.
Resumo de alguns conceitos, definições e convenções utilizados em ciclos de Born-Haber
Grandezas relativas ao estado gasoso
Energia de dissociação ou de ligação (ΔHdiss): É a variação de entalpia,
ou seja, quantidade de calor absorvido na quebra de 1 mol de determinada
ligação, admitindo-se todos os participantes no estado gasoso, a 25°C e 1atm.
D(A-B) ≡ energia de dissociação e E(A-B) ≡ energia de ligação.
AB(g)
E(A-B) ≡ D(A-B) ≡ ΔdissH
A(g) + B(g)
Energia de ionização (EI): Energia que é necessária fornecer para arrancar
1 mol de elétrons de 1 mol de átomos neutros, ou de íons, no estado gasoso
ideal e fundamental.
A(g)
EI
A+(g) + e-
Eletroafinidade (EA): É a energia liberada quando se adiciona 1 mol de
elétrons a 1 mol de átomos no estado gasoso ideal, para formar 1 mol de íons
mononegativos no estado fundamental e também no estado gasoso ideal.
254
Por tradição, essa energia liberada é dada como positiva, isto é, os valores
tabelados são positivos, o que é contra a convenção termodinâmica; por isso, o
sinal negativo no processo correspondente:
A(g) + e-
-EA
A-(g)
O processo inverso, +EA, corresponde à energia de ionização do íon AA-(g)
EI(A‾)=EA
A(g) + e-
Grandezas que envolvem (ou não) mudança de estado
Entalpia de formação padrão (ΔHf º): Variação de entalpia envolvida na
formação de 1 mol de uma substância a partir dos seus elementos constituintes
nos respectivos estados padrão a 298,15K.
Estado padrão de uma substância define-se como a forma pura dessa
substância à pressão de 1 bar. Embora a temperatura não faça parte dessa definição, os valores tabelados costumam referir-se a 298,15K (25ºC).
Exemplo:
Na(s) + ½ Cl2(g)
ΔHfº (NaCl)
NaCl(s)
Por convenção, ΔHfº (elemento no estado padrão) = 0.
Por exemplo, ΔHfº (Cl2, g) = 0. Mas ΔHfº (Cl, g) ≠ 0, porque o estado padrão
do cloro (tal como o hidrogenio, nitrogênio, oxigênio, e os restantes halogêneos, flúor, bromo e iodo) corresponde à molécula diatômica.
Entalpia de reação (ΔHr): Variação de entalpia de uma reação, pode calcular-se a partir das entalpias de formação padrão dos seus produtos e reagentes:
ΔHr (variação da entalpia de uma reacção) =∑niΔHfº (produtos) - ∑ niΔHfº (reagentes)
255
Por exemplo, consideremos a reação:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔHr = 2 × ΔHfº (H2O, l) + ΔHfº (CO2, g) – 2 × ΔHfº (O2, g) - ΔHfº (CH4, g) =
= 2 × ΔHfº (H2O, l) + ΔHfº (CO2, g) - ΔHfº (CH4, g)
Entalpia de atomização (ΔHatom): Variação de entalpia associada ao processo de cisão de todas as ligações de 1 mol de moléculas, ficando os átomos
resultantes no estado gasoso ideal e com energia cinética nula.
ΔHatom
AB ... C (s,l ou g)
A(g) + B(g) + .... + C(g)
Entalpia de sublimação (ΔHsub): Variação de entalpia associada à conversão de 1 mol de composto ou elemento cristalino em 1 mol de composto ou
elemento no estado gasoso.
A(s)
ΔHsub
A(g)
Entalpia de vaporização (ΔHvap): Variação de entalpia associada ao processo de conversão de 1 mol de um composto ou elemento no estado líquido
em 1 mol de composto ou elemento no estado gasoso.
A(l)
ΔHvap
A(g)
Entalpia de dissolução (ΔHdissol): Variação de entalpia associada ao processo de dissolução de 1 mol de um composto iônico, ficando os seus íons
solvatados em solução.
AB(c)
ΔHdissol
A+(soln) + B- (soln)
Entalpia de solvatação (se for em água, denomina-se entalpia de hidratação) (ΔHsolv): Variação de entalpia associada ao processo da passagem de
1 mol de íons no estado gasoso à solução.
256
A+(g)
ΔHsolv
A+(soln)
Energia reticular (Uret): A energia reticular de um sólido iônico é uma medida da intensidade das ligações que mantêm os íons no retículo. A energia
reticular, também denominada de entalpia reticular, ΔHreticular, pode ser definida
como a energia liberada quando as quantidades estequiométricas dos íons em
seus estados de mínima energia no estado gasoso se unem para formar 1 mol
do cristal iônico, também no seu estado de mínima energia. A energia reticular é sempre exotérmica. Altenativamente pode ser definida também como a
energia que é necessária fornecer para separar 1 mol do cristal iônico nos respectivos íons no estado gasoso perfeito, em seus estados de mínima energia.
A única diferença é que nesse caso o processo será endotérmico, envolvendo
apenas uma troca de sinal da energia envolvida.
A+(g) + B-(g)
Uret
AB(s)
Se for utilizada a outra definição:
AB(s)
-Uret
A+(g) + B-(g)
O valor de Uret engloba as contribuições energéticas das interações eletrostáticas de atração e de repulsão entre os íons que formam 1 mol do cristal.
Procedimento de como usar o ciclo de Born-Haber para calcular uma
grandeza desconhecida ou impossível de ser obtida experimentalmente
Comece com os elementos – tipicamente um metal e um não metal –
em quantidades apropriadas para formar o composto e então faça as seguintes
mudanças adicionando uma seta ao diagrama para cada mudança.
1º passo: Atomize o metal e o não metal e escreva as correspondentes entalpias de formação dos átomos ao lado das setas correspondentes que apontam para cima.
257
2º passo: Forma-se o cátion gasoso do metal. Este passo requer a energia
de ionização do elemento (possivelmente a 1ª e 2ª energias de ionização). Seta
para cima.
3º passo: Forma-se o ânion gasoso do não metal. Este passo libera energia igual à afinidade eletrônica do elemento. Se a afinidade eletrônica é negativa, a seta correspondente aponta para baixo, porque energia é liberada (ΔH
negativo). Se é positiva, então a seta aponta para cima, porque deve fornecer
energia (ΔH positivo).
4º passo: O gás de íons forma o composto sólido. Este passo é inverso
do da formação de íons a partir do sólido, portanto, sua variação de entalpia é
o negativo da entalpia de rede, -ΔHret. A seta aponta para baixo pois o calor de
formação do sólido é liberado.
5º passo: Complete o ciclo com uma seta que aponta do composto formado para os elementos: a variação de energia para este passo é o negativo da
entalpia de formação do composto.
6º passo: Finalmente, calcule ΔHrede usando o fato de que a soma de todas
as variações de entalpia para o ciclo completo é zero.
Vamos tomar o caso de formação de NaCl a partir da reação entre Na(s)
e Cl2(g) em seus estados padrões a 25ºC e 1 atm, dando origem a 1 mol de
NaCl(s), representada através da equação, como exemplo para a montagem de
um ciclo de Born-Haber, e sua utilização para a obtenção de Uret.
Iniciamos o procedimento escrevendo a equação termoquímica de formação de NaCl(s) a partir dos elementos que o formam, em seus estados padrões a 25ºC e 1 atm:
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s)
ΔHfNaCl = -411 kJ/mol
Agora, baseados no fato de que a entalpia é uma função de estado, independendo do caminho empregado ao se ir do estado inicial ao estado final
do sistema, vamos montar um caminho alternativo para a formação de NaCl(s).
Obviamente, só será de interesse um caminho que envolve grandezas que te-
258
nham significado físico, e que possam ser encontradas em tabelas de dados, ou
determinadas experimentalmente. Isto é feito nas etapas que se seguem.
1) Sublimação de Na(s)
Na(s) + SNa → Na(g)
SNa = entalpia de sublimação = + 108,4 kj/mol
2) Dissociação de Cl2(g) para formar Cl(g)
Cl2(g) + DCl (g) → 2Cl(g)
2
DCl2 = energia de dissociação = +241,8 kj/mol
3) Ionização de Na(g)
Na(g) + El → Na +(g) + e- El = 1a entalpia de ionização de Na = + 495,4 kj/mol
4) Formação do ânion Cl-(g) a partir de Cl(g)
Cl(g) + e- → Cl-(g)
AECL = 1a entalpia de afinidade eletrônica = -348,6kj/mol
5) Formação de 1 mol de NaCl(s) a partir da interaçã entre 1 mol de Na+(g)
e Cl-(g)
Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl(s) ΔHret = Uret = ? kj/mol
Agora, fica mais fácil visualizar se representarmos todos esses processos
num gráfico qualitativo. No eixo vertical é representada a entalpia total do sistema, tendo no ponto 0 os reagentes de partida, por convenção, e atribuindo um
sentido positivo e um negativo ao eixo. A partir desse ponto zero são colocados
os processos detalhados anteriormente, considerando uma escala qualitativa
para a energia total do sistema em cada etapa.
259
+
Na+ (g) + Cl(g) + eEINa
AECl
Na+ (g) + Cl-(g)
Entalpia
Na(g) + Cl(g)
1/2 DCl2
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Uret
SNa
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
0–
ΔHfNaCl
NaCl(s)
Iniciando em Na(s) + 1/2 Cl2(g), e tomando arbitrariamente o sentido horário para percorrer o ciclo, atribuindo sinal positivo às grandezas cujas setas
concordam com o sentido arbitrado, e sinal negativo às grandezas cujas setas
tenham sentido oposto ao convencionado, prosseguindo até retornar ao ponto
de partida. No ciclo completo, a variação de energia é nula, e as variações de
energia são dadas por:
SNa + ½ DCl2 + EINa + AECl + Uret - ΔHfNaCl = 0
260
Rearranjando temos:
Uret = ΔHfNaCl - SNa – ½ DCl2 - EINa - AECl = -411 - 108,4 - 120,9 - 495,4 + 348,6 = -787 kJ/mol
O valor de Uret obtido por cálculos teóricos é de -787 kJ/mol, em excelente
concordância com o valor obtido através da aplicação do ciclo de Born-Haber,
-785 kJ/mol.
261
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263
Glossário
[ref.1] Ácido forte: um ácido forte é aquele que se ioniza completamente
na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. Como exemplo, podemos
citar o ácido clorídrico.
[ref.2] Bobina de indução: um tipo de transformador elétrico utilizado
para produzir pulsos de alta voltagem e corrente baixa, a partir de uma fonte de
corrente contínua, de baixa voltagem e elevada corrente. Envolve duas bobinas
isoladas entre si, a primária, contendo um número baixo de espiras de fio grosso
de cobre, e uma bobina secundária, contendo um número elevado de espiras
de fio fino. A bobina primária é ligada à fonte de corrente contínua, de baixa
voltagem e alta corrente, que induz uma corrente de elevada voltagem e baixa
corrente na bobina secundária. Para produzir as mudanças de fluxo na corrente de baixa voltagem circulando na bobina primária, necessárias para induzir
corrente na bobina secundária, a circulação da corrente na bobina primária é
interrompida repetidamente através de um contato elétrico mecânico oscilante,
denominado interruptor. Circuito semelhante é até hoje utilizado nos sistemas
de partida de motores de combustão interna dotado de velas de ignição.
[ref.3] Cadeia principal: maior sequência de carbonos que contenha as
ligações duplas e triplas (se existirem).
264
[ref.4] Calcinação: é o processo em que as substâncias presentes em uma
dada amostra são oxidadas à forma de óxidos por aquecimento.
[ref.5] Calorímetro: instrumento para medir as quantidades de calor fornecidas ou recebidas por um corpo. Estes variam em detalhes e são adaptados
para cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, no entanto,
um calorímetro é constituído de um recipiente com paredes adiabáticas (não
permite trocas de calor com o ambiente, apesar de haver variação térmica), contendo uma massa conhecida de água, onde se introduz um sistema em reação.
O recipiente é provido de um agitador e de um termômetro que mede a variação de temperatura da massa de água ocorrida durante a reação.
[ref.6] Catalisador: uma substância que aumenta a velocidade de uma
reação sem modificar a variação de energia global padrão de Gibbs (DGo) da
reação. Um catalisador é tanto um reagente como um produto da reação; ao
final da reação catalisada sua concentração permanece inalterada.
[ref.7] Combustão (ou queima): é uma reação química exotérmica entre
uma substância (o combustível) e um gás (o comburente), geralmente o oxigênio, para liberar calor. Em uma combustão completa, um combustível reage
com um comburente, e como resultado se obtém compostos resultantes da
união de ambos, além de energia, sendo que alguns desses compostos são os
principais agentes causadores do efeito estufa.
[ref.8] Cosmo: (do grego, kosmos) 1. Palavra grega que significa “ordem”,
“universo”, “beleza” e “harmonia” e que designa, em sua origem, o céu estrelado
enquanto podemos nele detectar ordem: as constelações astrais e a esfera das
estrelas fixas. Por extensão, designa, na linguagem filosófica, o mundo enquanto é ordenado e se opõe ao caos. 2. Na física aristotélica domina o modelo de
um cosmo finito, bem ordenado. Tanto a concepção aristotélica quanto a escolástica do mundo valorizam o mundo “supralunar” cujos objetos incorruptíveis
(planetas, Sol e estrelas fixas) são organizados numa ordem eterna e perfeita,
por oposição ao nosso mundo “sublunar” desordenado, submetido à corrup-
265
ção e ao “fluxo do devir”. Os movimentos dos objetos do mundo supralunar são
uniformes, circulares (o círculo é a figura perfeita) e eternos. Mas os objetos do
mundo sublunar traduzem uma “intenção de ordem”, pois uma pedra lançada
no ar, por um movimento “violento”, busca seu lugar “natural”, que é a terra. 3.
Com a revolução científica e mecanicista do século XVII, já anunciada por Copérnico, altera-se totalmente a imagem aristotélica-ptolomaica de um mundo
fechado, eterno e finito, que é substituída pela concepção de uma causalidade
cega num espaço geometrizado. Doravante, não é mais a Terra, mas o Sol que
se encontra no centro do mundo.
[ref.9] Eletrólito: é toda substância que, dissociada ou ionizada, origina
íons e íons negativos, pela adição de um solvente ou aquecimento. Desta forma
torna-se um condutor de eletricidade.
AB → A+ + BUm eletrólito quando dissolvido em um dado solvente produz uma solução com uma condutividade elétrica maior que a condutividade do solvente.
Considerando como solvente a água, servem de exemplos como eletrólitos: sais
(cloreto de sódio), ácidos (ácido sulfúrico) e bases (hidróxido de sódio). As duas
categorias de eletrólitos, forte e fracos, se diferenciam na extensão de condução
de eletricidade. Os eletrólitos fortes existem em solução totalmente, ou quase
totalmente, como íons. Essencialmente, são todos os compostos iônicos solúveis e alguns compostos moleculares, como o HCl. Os eletrólitos fracos são solutos que existem em solução, na maioria das vezes, na forma de moléculas com
apenas uma pequena fração na forma de íons. Por exemplo, o ácido acético
(HC2H3O2). Uma pequena fração do ácido está na forma de H+(aq) e C2H3O2-(aq).
[ref.10] Eletronegatividade: é a capacidade que um átomo tem de atrair
elétrons de outro átomo, quando os dois formam uma ligação química.
[ref.11] Empirismo: (do francês, empirisme) doutrina ou teoria do conhecimento segundo a qual todo conhecimento humano deriva, direta ou indiretamente, da experiência sensível externa ou interna. Frequentemente, fala-se do
“empírico” como daquilo que se refere à experiência, às sensações e às percep-
266
ções, relativamente aos encadeamentos da razão. O empirismo, sobretudo de
Locke e de Hume, demonstra que não há outra fonte do conhecimento senão
a experiência e a sensação. As ideias só nascem de um enfraquecimento da
sensação, e não podem ser inatas. Daí o empirismo rejeitar todas as especulações como vãs e impossíveis de circunscrever. Seu grande argumento: “Nada
se encontra no espírito que não tenha, antes, estado nos sentidos”. “A não ser o
próprio espírito”, responde Leibniz. Kant tenta resolver o debate: todos os nossos conhecimentos, diz ele, provêm da experiência, mas segundo quadros e
formas a priori que são próprios de nosso espírito. Com isso, ele tenta evitar o
perigo do dogmatismo e do empirismo.
[ref.12] Energia de ativação (também conhecida como Energia de ativação de Arrhenius): representada por Ea, é um parâmetro empírico caracterizando a dependência exponencial da constante de velocidade k com a temperatura, dado pela relação ln k = A exp (-Ea/RT), em que A é uma constante
pré-exponencial típica de cada reação, R é a constante universal dos gases e T
a temperatura termodinâmica. O termo é também usado na Teoria de Estado
de Transição, associado com o ponto de máximo nas superfícies de energia potencial de reagentes e produtos. Neste segundo uso, o termo requer definição
cuidadosa.
[ref.13] Equilíbrio químico: é a situação em que a proporção entre as
quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém
constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico
francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique, de 1803.
[ref.14] Escolástica: (do latim, scholasticus; do grego, scholastikos, de scholazein: manter uma escola) termo que significa originariamente “doutrina da
escola” e que designa os ensinamentos de filosofia e teologia ministrados nas
escolas eclesiásticas e universidades na Europa durante o período medieval, sobretudo entre os séculos IX e XVII. A escolástica caracteriza-se principalmente
pela tentativa de conciliar os dogmas da fé cristã e as verdades reveladas nas
Sagradas Escrituras com as doutrinas filosóficas clássicas, destacando-se o pla-
267
tonismo e o aristotelismo. O período áureo da escolástica corresponde ao da
influência de Aristóteles, cujas obras foram traduzidas para o latim em torno dos
séculos XII e XIII, bem como às interpretações da filosofia aristotélica trazidas
para o Ocidente pelos filósofos árabes e judeus. O aristotelismo forneceu, assim,
a base de grandes sistemas da filosofia cristã como o de Santo Tomás de Aquino. O período final da escolástica se deu do século XIV ao XVII, sendo marcado
pelo conflito entre diferentes correntes de pensamento e interpretação doutrinais, e pelas novas descobertas científicas. A Reforma Protestante e o humanismo renascentista fizeram com que a escolástica, que representava a tradição
atacada, entrasse em crise. A escolástica sobreviveu, entretanto, mesmo durante
o período moderno, representando um pensamento cristão tradicional.
[ref.15] Etapa determinante da velocidade de reação: uma etapa determinante numa reação que ocorre por uma sequência de reação composta
é uma reação elementar, cuja constante de velocidade exerce um efeito mais
forte na velocidade global da reação do que outras constantes de velocidade
envolvidas no processo. Costuma-se dizer que é a etapa lenta da sequência das
etapas elementares que ocorrem na reação.
[ref.16] Etapa elementar de uma reação: uma etapa de uma reação para
a qual não há intermediários detectáveis, ou que precisem ser postulados para
descrever a reação química em escala molecular. Uma etapa elementar é suposta ocorrer em uma etapa única e passa por um único estado de transição.
[ref.17] Filosofia Natural ou Filosofia da Natureza: é um termo aplicado
ao estudo da natureza e do universo físico que era dominante antes do desenvolvimento da ciência moderna. É considerada a precursora das Ciências
Naturais, como a Física.
[ref.18] Física Clássica: ramo da Física dominante até o final do século
XIX, baseada nas leis de Newton, nos Princípio da Termodinâmica e nas Leis do
Eletromagnetismo. Na Física Clássica a energia é contínua, e o tempo e espaço
são absolutos, e por ela sempre é possível determinar simultaneamente e com
268
precisão a posição e a velocidade de um corpo, desde que sejam conhecidas
sua posição inicial e a lei que rege seu movimento. Aplicada ao mundo macroscópico, descreve com sucesso a queda de um corpo, a trajetória de um projétil,
o movimento dos planetas, e todos os fenômenos nele observados. No entanto, ao ser aplicada ao mundo submicroscópico, como por exemplo, para descrever as interações das partículas elementares no átomo de hidrogênio, falha
completamente. Por essa razão, para a descrição de sistemas submicroscópicos,
a partir do século XIX e início do século XX, foi substituída pela Física Quântica.
[ref.19] Física Quântica: Ramo da Física desenvolvido a partir do final do
século XIX para explicar fenômenos impossíveis de serem explicados pelos
princípios da Física Clássica, envolvendo principalmente as interações entre radiação e matéria. Dentre estes fenômenos estão principalmente a radiação de
corpo negro, espectros de raias dos elementos e efeito fotoelétrico. Na Física
Quântica a energia pode ser descontínua, emitida ou absorvida em múltiplos
inteiros de “pacotes fundamentais de energia”, o quanta. Além disto, a posição x
e a velocidade v de um corpo não podem ser determinadas simultaneamente
com precisão, estando sujeitas ao Princípio da Incerteza de Heisenberg. Segundo esse princípio, as incertezas envolvidas na determinação da posição do corpo, Dx, e na sua velocidade, Dv, estão interligadas pela relação Dx . mDv ≥ h/ 2p,
onde m é a massa do corpo e h é a constante de Planck, com valor 6,602 . 10-34
J.s. Assim, se a posição do corpo é determinada com grande precisão (Dx ® 0), a
incerteza sobre a velocidade cresce e nada pode ser dito sobre seu valor numa
determinação. Por esta razão, um sistema submicroscópico é expresso em termos da probabilidade de encontrá-lo num determinado estado, ao longo de
um número grande de medidas.
[ref.20] Fóton: partícula de carga elétrica nula, massa de repouso nula, cuja
energia é dada pela equação de Planck (h.n), em que h é a constante de Planck,
e n é a frequência da radiação eletromagnética. É a partícula transportadora de
força eletromagnética de uma radiação eletromagnética de frequência n.
269
[ref.21] Função de estado: na Termodinâmica, é uma propriedade de
uma sistema que depende apenas do estado corrente do sistema, e não do
caminho pelo qual o sistema atingiu esse estado. Como exemplo de grandezas
que são funções de estado temos a entalpia, a entropia, a energia interna do
sistema e sua energia livre. Como exemplo de grandeza termodinâmica que
não é função de estado podemos citar o calor envolvido numa transformação,
que é função do caminho percorrido ao se ir do estado inicial ao estado final do
sistema (sob pressão e volume constantes).
[ref.22] Indução: (do latim, inducto) 1. Em lógica, forma de raciocínio que
vai do particular ao geral, ou seja, que procede à generalização a partir da repetição e da observação de uma regularidade em um certo número de casos. Ex.:
Se A1 tem a propriedade P;
Se A2 tem a propriedade P;
Se An tem a propriedade P;
Então, todo A tem a propriedade P.
Uma vez que é empiricamente impossível examinar todos os casos de A,
a indução é sempre probabilística, seu grau de certeza sendo proporcional ao
número de casos examinados. 2. Em Filosofia da Ciência, discute-se bastante o
papel da indução como elemento constitutivo do método cientifico, permitindo a generalização dos resultados e conclusões dos experimentos científicos.
O método indutivo é valorizado sobretudo pelas concepções empiristas. Vários
são os problemas relacionados à indução, desde a discussão dos critérios de
justificação dos procedimentos indutivos, e sua relação com a probabilidade e
a estatística, até o questionamento da racionalidade da indução.
[ref.23] Isomerismo (ou isomeria): (“iso” = mesmo; “meros” = partes) é o
fenômeno caracterizado pela existência de duas ou mais substâncias que apresentam fórmulas moleculares idênticas, mas que diferem em suas fórmulas
estruturais. Por exemplo: etanol e metoximetano possuem a mesma fórmula
(C2H6O).
270
[ref.24] Mecanismo de reação: uma descrição detalhada do processo
que leva de reagentes a produtos de uma reação, incluindo a caracterização
mais completa possível da composição, estrutura, energia e outras propriedades de intermediários de reação, produtos e estados de transição. Um mecanismo aceitável de uma reação específica deve ser consistente com a estequiometria da reação, a lei de velocidade e com todos os outros dados experimentais
disponíveis.
[ref.25] Método indutivo: aquele que usa a indução, segundo o qual uma
lei geral é estabelecida a partir da observação e repetição de regularidades em
casos particulares. Embora o método indutivo não permita o estabelecimento
da verdade da conclusão em caráter definitivo, fornece razões para a sua aceitação, que se tornam mais seguras quanto maior o número de observações
realizadas. A indução é, assim, essencialmente probabilística. Esse método se
torna importante na ciência experimental, sobretudo a partir de sua defesa por
Francis Bacon, sendo posteriormente sistematizado por J. Stuart Mill.
[ref.26] Número CAS: ou registro CAS (CAS number ou CAS registry number, em inglês) de um composto químico, polímero, sequência biológica e liga
é um número de registro único no banco de dados do Chemical Abstracts Service, uma divisão da Chemical American Society. O Chemical Abstracts Service
atribui esses números a cada produto químico que é descrito na literatura.
[ref.27] Número de oxidação (Nox): indica o número de elétrons que um
átomo ou íon perde ou ganha numa reação química. Quando o átomo ou o
íon perde elétrons, seu Nox aumenta, quando ganha elétrons, seu Nox diminui.
[ref.28] Oxidação: a Química clássica considerava a oxidação como a
combinação de uma substância com oxigênio. O conceito clássico foi ampliado, considerando-se a perda de hidrogênio também como oxidação. Conceito
atual considera que uma substância se oxida quando perde elétrons. Numa reação química, uma substância não pode se oxidar se outra não se reduzir, pois
271
os fenômenos de oxidação e redução envolvem sempre uma transferência de
elétrons.
[ref.29] Paradigma: no significado atribuído pelo filósofo da ciência Thomas Kuhn, “um paradigma é aquilo que os membros de uma comunidade partilham e, inversamente, uma comunidade científica consiste em indivíduos que
partilham um paradigma”. Considerando “alguns exemplos aceitos na prática
científica real — exemplos que incluem, ao mesmo tempo, lei, teoria, aplicação
e instrumentação — proporcionam modelos dos quais surgem as tradições coerentes e específicas da pesquisa científica”. Esses modelos são os paradigmas,
por exemplo, a astronomia copernicana, a mecânica de Galileu, a mecânica
quântica etc. Quando os paradigmas aceitos sobre um determinado assunto
numa época precisam ser substituídos por outros, segundo Kuhn, ocorrem as
revoluções científicas. Como exemplo de revolução científica, pode-se citar a
substituição da Física Clássica pela Física Quântica para a descrição da radiação
de corpo negro, dos espectros de raia dos elementos e do efeito fotoelétrico.
[ref.30] Reações nucleares: é qualquer reação em que ocorre a modificação de um ou mais núcleos atômicos, onde dois ou mais átomos se unem ou
um átomo sofre fissão nuclear. Tal reação não deve ser confundida com uma
reação química, que ocorre com os elétrons periféricos do átomo.
[ref.31] Redução: a Química clássica considerava, de certa forma, a redução como o processo de diminuição do conteúdo de oxigênio de uma substância. O conceito atual considera que uma substância se reduz quando ganha
elétrons. Uma substância não pode se reduzir se outra não se oxidar, pois os
fenômenos de redução e oxidação envolvem sempre uma transferência de elétrons.
[ref.32] Regra dos menores números: para numerar os carbonos utilizamos a regra dos menores números, ou seja:
cadeia insaturada – numeramos a partir da extremidade que der às insaturações os menores números;
272
cadeia saturada – numeramos a partir da extremidade que der às ramificações os menores números.
[ref.33] Richter, Jeremias Benjamin: químico alemão que determinou as
proporções de ácidos e bases para a formação de sais (1792), descobrindo a
equivalência estequiométrica. Ele nunca alcançou uma posição acadêmica e
trabalhou em seus experimentos por conta própria. Ele teve o mérito de levar a
cabo algumas das determinações pioneiras das quantidades por peso em que
ácidos saturariam bases e criavam ácidos, e de chegar à concepção que essas
quantidades de bases diferentes que podiam saturar a mesma quantidade de
um ácido particular seriam equivalentes um ao outro. Assim, sua contribuição
mais importante para a Química foi a descoberta da lei de proporções equivalentes. Suas conclusões foram publicadas em Anfangsgründen der Stöchiometrie
oder Messkunst chemischer Elemente (1792-1794) e em Gegenstande in der Chemie
(1792-1802). Ele também introduziu o termo estequiometria em Química e publicou mais duas importantes obras: Elementos de Estequiometria (1794) e Novos
objetos da Química (1800).
[ref.34] Sistema fechado: em Química, especialmente na Termodinâmica, um sistema fechado, em contraste com um sistema isolado (que não troca
nem matéria e nem energia com o ambiente), é um sistema encerrado por uma
fronteira que permite trocas de energia, mas não de matéria, entre o sistema e
sua vizinhança.
[ref.35] Sistema: parte arbitrariamente definida do universo, independente da forma ou tamanho, que é objeto de um estudo.
[ref.36] Transmutação: fenômeno que ocorre na natureza espontaneamente quando certos elementos químicos e isótopos possuem núcleos instáveis. Em tais elementos ocorrem fenômenos de fissão nuclear, e esses se transformam em novos elementos de números atômicos inferiores, até que os seus
núcleos se tornem estáveis (geralmente adquirindo a estabilidade do chumbo).
O fenômeno contrário, a transmutação de elementos mais leves em elementos
273
de números atômicos maiores, dá-se em temperaturas elevadas, como as que
são registradas no sol. Esse processo é denominado de fusão nuclear.
[ref.37] Variedades alotrópicas (ou alótropos): são substâncias diferentes, porém formadas por apenas um tipo de elemento químico. A diferença entre essas substâncias simples distintas está nas ligações estabelecidas entre os
átomos. Como exemplos podemos citar os alótropos formados pelo elemento
carbono: diamante, grafite e fulereno. No diamante, cada átomo de carbono
forma um tetraedro de ligações com 4 átomos de carbono vizinhos, e assim sucessivamente, dando origem a um retículo cristalino tridimensional infinito, que
confere ao diamante sua propriedades de ser duro, quebradiço, isolante elétrico
etc. Já no grafite ocorre a formação de planos infinitos de átomos de carbono,
em que cada átomo de carbono se liga a três vizinhos, e assim sucessivamente.
Os planos paralelos se ligam fracamente, o que dá ao grafite suas propriedades
peculiares: ser mole, condutor elétrico, capacidade de adsorver grande quantidade de gases em sua superfície etc. Já os fulerenos mais comuns formam uma
superfície em forma de bola de futebol contendo 60 átomos de carbono, em
que cada átomo de carbono está ligado a outros três, formando polígonos de 6
e 5 lados alternados, semelhantes aos gomos de uma bola de futebol.
Créditos das imagens5
p.21, foto, Bust of an unknown Greek - Museo archeologico nazionale
di Napoli, Odysses, 2012. Creative Commons - Atribuição
- Partilha nos mesmos termos 3.0 Não Adaptada. Disponível em: http://it.wikipedia.org/wiki/File:Bust_of_an_unknown_Greek_-_Museo_archeologico_nazionale_di_Napoli.jpg. Acesso em: 08 out. 2013.
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Libavius, 1606. Domínio Público.
5 Os créditos das imagens foram elaborados a partir da consulta e
observação ao que consta na Lei n. 9.610, de 19 de fevereiro de 1998,
LDA ou Lei dos Direitos Autorais, Manual de Propriedade Intelectual
da Unesp, GNU Free Documentation License (GNU FDL ou GFDL) e
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Nogueira, s. d. Arquivo pessoal.
EQUIPE DE REALIZAÇÃO
Projeto gráfico, capa e diagramação
André Buika
Luciano Nunes Malheiro
Marco Aurélio Casson
Pesquisa de imagens
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Produção e edição de vídeo
Roberto Rodrigues Francisco
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Edição de texto
Frederico Ventura (preparação de original)
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Acessibilidade a material didático
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Intérprete de Libras
Laís dos Santos di Benedetto